Questions récurrentes en chimie

[Kemiste]

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.

Liste des questions récurrentes :

• Comment faire un tableau d'avancement ?
• Comment jongler avec les coefficients stoechiométriques ?
• Comment calculer la concentration molaire d'une solution à X % et de densité d ?
• Comment équilibrer une équation d'oxydoréduction ?
• Comment passer de g/L aux mol/L ?
• Structure électronique, cases quantiques et classification périodique ?
• Comment calculer les quantités de matière ?
• Normalité
• Déduire la concentration par un dosage ?
• Nommer les molécules organiques, niveau première
• Calcul du pH à partir d'une concentration (acides)
• Calcul du pH à partir d'une concentration (bases)
• Calcul du pH à partir d'une concentration (ampholytes)
• Calcul du pH d'un mélange à partir de la concentration de deux solutions (acides)
• Calcul du pH d'un mélange à partir de la concentration de deux solutions (bases)
• Tests caractéristiques des ions
• Orbitales atomiques, orbitales moléculaires, hybridation, mésomérie et VSEPR
• Comment déterminer la configuration absolue d'un carbone asymétrique ?

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[Kemiste]

Comment faire un tableau d'avancement ?

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

[Kemiste]

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.

[Kemiste]

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 :





Rédigé par laugen

[A voir en vidéo sur Futura]

[Kemiste]

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 a_i et b_i 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 :

Cr₂O₇^2-/Cr³⁺
et
Fe³⁺/Fe²⁺

* Ecriture des demi-équations :

Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6e^- = 2Cr³⁺ + 7H₂O
Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6e^- = 2Cr³⁺ + 7H₂O
Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6e^- = 2Cr³⁺ + 7H₂O
Cr₂O₇^2- + 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 :

Cr₂O₇^2- + 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)

Rédigé par Duke Alchemist

[Kemiste]

Comment passer des g/L aux mol/L ?

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

Unités :

• concentration massique, c_m : g/L
• concentration molaire, c_n : mol/L
• masse molaire, M : g/mol

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



D'où la relation :

[Kemiste]

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

Rédigé par Duke Alchemist

[Kemiste]

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 V_m = 0,024m³.mol^-1 soit V_m = 24L.mol^-1

Le même calcul à T=273,15K conduit à V_m = 22,4L.mol^-1
(si ça ne vous dit rien, on ne peut plus grand chose pour vous )

Rédigé par Duke Alchemist

[Kemiste]

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=n*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


Rédigé par HarleyApril

[Kemiste]

Déduire 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 V_B qu'on nommera V_equ
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.

Rédigé par RuBisCO

[Kemiste]

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)

Pièce jointe 149716
Rq / Harley :
il manque un cyclo dans un cyclohexane
le dernier composé n'est pas stable

Rédigé par RuBisCO

[Kemiste]

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 pK_a 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 pK_a, chacun correspondant a un proton libérable.
On commence par le K_a le plus grand (donc le pK_a le plus faible).
On résoud la première équation :

Puis devient la nouvelle concentration, on utilise la constante K_a non utilisée la plus grande :

et on refait de même jusqu'à ce qu'il n'y ait plus de pK_a non utilisé.
On additionne les différentes valeurs des x trouvés pour obtenir , et on en déduit le pH avec

 Cliquez pour afficher

Exemple : calculer le pH d'une solution d'acide oxalique (COOH)₂ à 0.1 mol.L^-1. Les pK_a associés sont 1.2 et 4.3.
Les différents K_a sont : et
On résout la première équation avec K_a1 :

On résout la seconde équation avec K_a2 :

On en déduit que et que

Rédigé par RuBisCO

[Kemiste]

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 :

 Cliquez pour afficher

Exemple : calculer le pH d'une solution d'hydroxyde de césium à 0.1 mol.L^-1
L'hydroxyde de césium est une base forte, il se dissocie entièrement selon l'équation CsOH Cs⁺ + HO^-
Ici, C=0.1 et =1
donc

pH d'une base faible :
Soit la concentration de la base et cette base possède un pK_b donné. Si on vous donne un pK_a,
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

 Cliquez pour afficher

Exemple : calculer le pH d'une solution d'ammoniaque à 0.1 mol.L^-1. Le pK_a associé est 9.2.
et
On a :

donc

Rédigé par RuBisCO

[Kemiste]

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^-/B^2-
En solution, on a donc :

HB^- + HB^- H₂B + B^2-

De cette équation, on peut en déduire que : [H₂B] = [B^2-]

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

pH d'un ampholyte - calculs :
Intéressons-nous au produit Ka₁.Ka₂ :

Comme [H₂B] = [B^2-], on peut dire que :

 Cliquez pour afficher

Exemple : calculer le pH d'une solution d'hydrogénocarbonate de sodium de concentration 0.1 mol.L^-1. Les pKa associés sont 6.35 et 10.32
La concentration n'intervient pas dans le calcul.

donc

Rédigé par RuBisCO

[Kemiste]

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

Exemple : on mélange 10 ml d'acide chlorhydrique à 0.6 mol.L^-1 et 80 ml d'acide acétique à 0.2 mol.L^-1. Sachant que le K_a de l'acide acétique est de 1,80.10^-5, déterminer le pH du mélange.

méthode rapide :

donc pH=1,00 (1,000)

méthode élaborée : soit la quantité d'ions oxonium apportée par la dissociation de l'acide acétique.

La résolution de l'équation nous donne =2,98.10^-5 mol (car ).
donc on obtient :

donc pH=1.00 (0.998).

Rédigé par RuBisCO

[Kemiste]

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 K_B)

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

Exemple : on mélange 10 ml d'hydroxyde de sodium à 0.5 mol.L^-1 et 40 ml d'ammoniaque à 2.0 mol.L^-1. Sachant que le pK_A de l'hydroxyde d'ammonium est de 9,2, déterminer le pH du mélange.

méthode rapide :

donc pH=13,00

méthode élaborée : soit la quantité d'ions hydroxyde apportée par la dissociation de l'ammoniac.

La résolution de l'équation nous donne =6,22.10^-5 mol (car ).
donc on obtient :

donc pH=13.01

On constate une différence de 0.01, donc on préfèrera le second résultat au premier si on cherche un résultat arrondi au centième. Pour un arrondi au dixième, les deux sont utilisables.

Rédigé par RuBisCO

[Kemiste]

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^-, SO₄^2-, CO₃^2-, HCO₃^-, NO₂^-, NO₃^-, PO₄^3-
- 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 (SO₄^2-) :
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) + SO₄^2-_(aq) → Ag₂SO_{4 (s)} (précipité blanc)

Lors d'ajout de chlorure de baryum, il y a formation d'un précipité blanc de sulfate de baryum :

Ba²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq) → BaSO_{4 (s)}

Ions carbonate (CO₃^2-) 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) :

CO₃^2-_(aq) + 2 H₃O⁺_(aq) → CO_{2 (aq)} + 3 H₂O_(l)
HCO₃^-_(aq) + H₃O⁺_(aq) → CO_{2 (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 (PO₄^3-) :
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) + PO₄^3-_(aq) → Ag₃PO_{4 (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 PO₄^3-_(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 NH_{3 (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) → PbI_{2 (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) + C₂O₄^2-_(aq) → CaC₂O_{4 (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)} + O_{2 (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 HgI₄^2-_(aq) + 2 NH_{3 (aq)} → 2 NH₃HgI_{2 (aq)} + 4 I^-_(aq) → NH₂Hg₂I_{3 (s)} + 5 I^-_(aq) + NH₄⁺_(aq)

En milieu basique, il se dégage des vapeurs d'ammoniac réagissant avec du chlorure d'hydrogène gazeux :

NH_{3 (g)} + HCl _(g) → NH₄Cl _(s)

Rédigé par RuBisCO

[Kemiste]

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 m_l. 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 AX_mE_n). 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 CO₃^2- : 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

[Kemiste]

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.


Rédigé par HarleyApril