La classe d'un alcool est celle de l'atome de carbone relié au groupe - OH.

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· Absorbance

Voir ci-dessous

· Alcool

·Définition : Un alcool est un hydrocarbure possédant le groupement

·Classe d'un alcool : La classe d'un alcool est celle de l'atome de carbone relié au groupe - OH.
Si cet atome de carbone relié au groupe - OH est, par ailleurs, relié à un seul C, il est primaire. L'alcool est également primaire.
L'alcool peut être secondaire ou tertiaire.
Dans le cas du méthanol CH₃OH, le carbone fonctionnel n'est relié à aucun atome C. Certains auteurs disent que le méthanol est un alcool "nullaire".
·Exemples : Nommons et classons les alcools de formule brute C₄H₁₀O.

Remarque : La molécule de butan-2-ol est chirale et se présente sous la forme de deux énantiomères.
Au total, il y a donc cinq molécules d'alcools de formule brute C₄H₁₀O.
.

· Amine

La formule d'une amine s'obtient à partir de la formule de l'ammoniac NH₃ en remplaçant un, deux ou trois atomes H par un, deux ou trois groupements carbonés :

· Amide

·Le groupe fonctionnel amide est :

 

·La formule générale des amides est donc :

R, R' et R'' peuvent être des atomes H ou des groupements hydrocarbonés. 
·Un amide peut être non substitué à l'azote, substitué ou disubstitué, comme le montre le tableau suivant :

·Dans la nature, la fonction amide isolée est rare. Par contre, elle est présente dans de nombreux composés polyfonctionnels comme les peptides naturels qui contiennent la liaison peptidique - CO - NH -

· Ampholyte

·Un ampholyte est un composé chimique pouvant jouer le rôle d'un acide ou d'une base.
·L’eau est un ampholyte. Elle se comporte parfois comme un acide, parfois comme une base :

H₂O = H ⁺ + OH ^- ( H₂O est acide )
H₂O + H ⁺ = H₃O ⁺ ( H₂O est base )

·L'ion hydrogénocarbonate HCO₃^- est également amphotère :

HCO₃^- = H ⁺ + CO₃^{- -} ( HCO₃^- est acide )
HCO₃^- + H ⁺ = H₂O + CO₂ ( HCO₃^- est base )

· Anhydride d'acide

·Le groupe fonctionnel anhydride est :

·La formule générale des anhydrides est donc :

R peut être un atome H ou un groupe hydrocarboné. 
·Le mot anhydride (acide sans eau) provient de ce que ce composé peut être préparé en éliminant une molécule d'eau entre deux molécules d'acide carboxylique :

·Le nom d'un anhydride s'obtient en remplaçant le mot acide par le mot anhydride dans le nom de l'acide carboxylique correspondant.
A l'acide éthanoïque correspond l'anhydride éthanoïque.

Jonhnson Frederic Merchadou Emilia Lambert Jacques & Co 

· Aspirine

L'acide acétylsalicylique ou aspirine est synthétisé en plusieurs étapes à partir de produits organiques (phénol C₆H₅OH, anhydride éthanoïque) et de produits inorganiques (soude, acide sulfurique, dioxyde de carbone).
Seule l'étude de la dernière étape de cette synthèse peut être abordée dans le nouveau programme. Elle consiste en l'estérification du groupe - OH de l'acide 2-hydroxybenzoïque (acide salicylique) par l'anhydride éthanoïque.

· Autoionisation de l'eau

C'est la réaction dans laquelle l'eau s'ionise elle même.
L’eau parfaitement pure contient non seulement des molécules H₂O mais aussi des ions hydronium (ou oxonium) H₃O⁺ et hydroxyde OH ^-.
Ces ions proviennent de la rupture de certaines liaisons lors des chocs entre les molécules d'eau. D'autres liaisons se forment et conduisent aux ions hydroxydes et hydroniums. La réaction inverse est possible. On écrit :

H₂O + H₂O = OH ^- + H₃O ^{+
acide 1} + ^{base 2} = ^{base 1 + acide 2}

Cette réaction d’autoprotolyse fournit autant d’ions H₃O⁺ que d’ions OH ^-. Elle est très limitée. L'eau pure est essentiellement un composé moléculaire.

· Avogadro ( nombre d' )

Le nombre d'Avogadro est égal au nombre d'entités élémentaires contenues dans une mole de matière.
La valeur actuellement admise de ce nombre est N = 6,0221 ´ 10 ²³ mole ^{- 1}.

· Catalyseur

Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction chimique. Il participe aux étapes intermédiaires mais est régénéré à la fin.
· Catalyse homogène et catalyse hétérogène :
Si le catalyseur n'appartient pas à la même phase que les réactifs la catalyse est hétérogène. Le platine solide catalyse la réaction entre les gaz O₂ et H₂ .
Si le catalyseur appartient à la même phase que les réactifs la catalyse est homogène. Le liquide H₂SO₄ catalyse la réaction entre les deux liquides éthanol et acide éthanoïque.
· Catalyse enzymatique :
Une enzyme est un catalyseur produit par un organisme vivant. C'est une protéine qui présente des sites actifs (cavités) dans lesquels les réactifs se fixent pour réagir. Le nom d'une enzyme dérive de la molécule dont elle catalyse la transformation chimique. Citons comme exemples l'uréase qui catalyse l'hydrolyse de l'urée CO(NH₂)₂, l'amylase qui catalyse l'hydrolyse de la macromolécule d'amidon (C₆H₁₀O₅)_n en maltose pendant la digestion des animaux :

(C₆H₁₀O₅)_n + n H₂O = n C₁₂H₂₂O₁₁
amidonmaltose

Dans l'intestin, le maltose est lui même hydrolysée en glucose grâce à une autre enzyme, la maltase :

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O = 2 C₆H₁₂O₆
maltoseglucose

· Réaction autocatalytique : Une réaction est autocatalytique si le catalyseur est produit par la réaction. Une telle réaction est d'abord lente puis le catalyseur qui se forme l'accélère provisoirement. Néanmoins, par disparition des réactifs, la vitesse diminue de nouveau et finit par s'annuler. La courbe d'évolution d'un réactif qui disparaît ou d'un produit qui se forme traduit ces particularités. L'étude des réactions autocatalytiques n'est plus au programme du baccalauréat (Série S).
· Un catalyseur modifie le mécanisme d’une réaction chimique :
Le mécanisme d’une réaction catalysée est différent de celui de la réaction non catalysée : la réaction globale, lente, est remplacée par plusieurs réactions rapides.
Rappelons que les deux facteurs cinétiques, température et concentration, eux, ne modifient pas le mécanisme réactionnel. Ils n'agissent qu'en modifiant le nombre de chocs efficaces entre réactifs par unité de temps.
· Un catalyseur ne modifie pas l'état d'équilibre d'un système chimique :
Dans le cas d'une transformation qui aboutit à un équilibre, le catalyseur ne change pas l'état d'équilibre. Cet état d'équilibre est simplement atteint plus rapidement..
Tout catalyseur d'une réaction dans le sens direct est également catalyseur de la réaction dans le sens inverse.
Les ions H₃O⁺ apportés par l'acide sulfurique catalysent la réaction d'estérification mais aussi la réaction inverse d'hydrolyse de l'ester :

· Un catalyseur est sélectif
Un catalyseur est spécifique à une réaction.
Des vapeurs d'éthanol (entre 300 et 400 °C) sont envoyées sur deux catalyseurs différents :

Avec le catalyseur alumine (Al₂O₃), on obtient de l'éthylène :

CH₃CH₂OH = CH₂CH₂ + H₂O

Avec le catalyseur cuivre (Cu), on obtient de l'éthanal :

CH₃CH₂OH = CH₃CHO + H₂

· Poison de catalyseur : Il peut, en se fixant sur le catalyseur, l’empêcher d’agir.

· Charge formelle dans une espèce chimique

Le nombre de charge formelle n_formelle d'un atome dans une espèce chimique est égal au nombre d'électrons n_isolé de la couche externe de l'atome isolé, moins le nombre "propre" d'électrons de l'atome lié n_propre (un doublet non liant a ses deux électrons qui appartiennent en propre à l'atome étudié, un doublet liant a seulement un de ses électron qui appartient en propre à l'atome étudié) :

n_formelle = n_isolé - n_propre

Exemple 1 : ammoniac NH₃
Pour l'atome N isolé de formule électronique (K)² (L)⁵ on a n_isolé = 5
Pour l'atome N lié dans on a n_propre = 2 + 3 = 5
La charge formelle de N dans NH₃ est n_formelle = n_isolé - n_propre = 5 - 5 = 0
Exemple 2 : ion ammonium NH₄⁺
Pour l'atome N isolé de formule électronique (K)² (L)⁵ on a n_isolé = 5
Pour l'atome N lié dans on a n_propre = 4
La charge formelle de N dans NH₄⁺ est n_formelle = n_isolé - n_propre = 5 - 4 = 1
Exemple 3 : ion hydroxyde HO ^-
Pour l'atome O isolé de formule électronique (K)² (L)⁶ on a n_isolé = 6
Pour l'atome O lié dans on a n_propre = 6 + 1 = 7
La charge formelle de O dans HO ^- est n_formelle = n_isolé - n_propre = 6 - 7 = - 1
Exemple 3 : molécule de dioxyde de soufre SO₂
·Pour l'atome S isolé de formule électronique (K)² (L)⁸ (M)⁶ on a n_isolé = 6
Pour l'atome S lié dans on a n_propre = 2 + 1 + 1 + 1 = 5
La charge formelle de S dans SO₂ est n_formelle = n_isolé - n_propre = 6 - 5 = 1
·Pour l'atome O isolé de formule électronique (K)² (L)⁶ on a n_isolé = 6
Pour l'atome O lié dans on a n_propre = 2 + 2 + 1 + 1 = 6
La charge formelle de O dans SO₂ est n_formelle = n_isolé - n_propre = 6 - 6 = 0
·Pour l'atome O lié dans on a n_propre = 2 + 2 + 2 + 1 = 7
La charge formelle de O dans SO₂ est n_formelle = n_isolé - n_propre = 6 - 7 = - 1
·Représentons la molécule de SO₂ avec les deux charges formelles :

En fait, la liaison double peut aboutir à l'atome "rouge" et la liaison simple à l'oxygène "noir".
Cette étude fait intervenir la mésomérie, hors programme en TS.

· Chiralité

Définition : une molécule est chirale si elle n’est pas superposable à son image dans un miroir. C’est le cas, notamment, d’une molécule possédant un atome de carbone asymétrique (un atome de carbone asymétrique est un atome de carbone lié à 4 atomes ou groupes d'atomes différents).
Les 2 stéréoisomères, images non superposables, sont appelés énantiomères.
Exemple :
La molécule de butan-2-ol possède un atome de carbone asymétrique. Elle est donc chirale et admet deux stéréoisomères de configuration appelés énantiomères (ou isomères optiques). Ces énantiomères sont images l’un de l’autre dans un miroir et non superposables. Une propriété optique (pouvoir rotatoire) permet de les distinguer.

Pour passer d’une configuration à une autre il faudrait rompre des liaisons, ce qui demanderait beaucoup d’énergie. A température ordinaire, l’agitation thermique ne suffit pas. On peut donc séparer les deux types de molécules.

· Chlorure d'acide (ou chlorure d'acyle)

·La formule générale des chlorures d'acide est :

R peut être un atome H ou un groupe hydrocarboné. 
·Le nom d' un chlorure d'acyle dérive du nom de l'acide correspondant : le mot acide est remplacé par chlorure de et la terminaison -oïque par -oyle.
A l'acide éthanoïque correspond le chlorure d'éthanoyle (on tolère le nom de chlorure d'acétyle, usuel).

· Chlorure de sodium (sel de cuisine)

Le cristal de chlorure de sodium (sel de cuisine) est formé d'ions Na ⁺ et Cl ^-.
Chaque ion est entouré de six ions d'espèce différente disposés en octaèdre. Dans un tout petit grain de sel de cuisine cette disposition se répète des millions de fois.

Remarque : Les ions Na + et Cl - obéissent à la règle de l'octet :
- L'atome de sodium Na : (K)²(L)⁸(M)¹ a donné naissance à l'ion stable Na ⁺ : (K)²(L)⁸ avec huit électrons sur sa couche externe.
- L'atome de sodium Cl : (K)²(L)⁸(M)⁷ a donné naissance à l'ion stable Cl ^- : (K)²(L)⁸(M)⁸ avec huit électrons sur sa couche externe.
· Par apport de chaleur, dans un four, la température s'élève et les ions Na ⁺ et Cl ^- vibrent de plus en plus. Ces vibrations sont capables de blesser la peau (brûlure). A la température de fusion t_F = 801 °C, le cristal est détruit, on obtient du sel fondu, dans lequel les ions sont devenus mobiles. Par électrolyse on peut préparer du dichlore Cl₂ et du sodium Na.
· Ce cristal ionique peut se dissoudre dans l'eau polaire. C'est le sel de cuisine bien connu. 

· Conductimétrie

·Un conductimètre (appareil étudié en classe de première) permet de connaître la conductance G d'une portion de solution ionique, de longueur L et de section S :

I = G ´ U (1)

·Cette conductance G de la portion de solution ionique dépend de sa longueur L, de sa section S, mais aussi de la conductivité s de la solution :

G = s (2)

·La conductivité s de cette solution dépend de la nature X _i des ions présents, de leur concentration [X _i] et de la température. On peut écrire :

s = l₁ [X ₁] + l₂ [X ₂ ] + l₃ [X ₃ ] + ... (3)
l _i est la conductivité ionique molaire de l'ion X _i . Elle dépend de la température.

·La relation (2) est vérifiée pour des concentrations comprises entre 10 ^{- 5} mol / L et 10 ^{- 2} mol / L.
Résumons :

· G est la conductance de la portion de solution étudiée : I = G ´ U (1) Remarque : la conductance G est l'inverse de la résistance R comme le montre la relation U = R ´ I · Unités : tension U en volt (V) - intensité I en ampère (A) conductance G en siemens (S) - résistance R en ohm (W)

· La conductance G de la portion de solution ionique étudiée dépend de la longueur L et de la section S de cette portion de solution, mais aussi de la conductivité s de la solution : G = s (2) · Unités : conductance G en siemens (S) - conductivité s en siemens par mètre (S / m) section S en mètre au carré (m²) - longueur L en mètre (m) · On écrit souvent : G = k . s (2 bis)

· La conductivité s de la solution étudiée qui contient les ions X 1 , X 2 , X 3 , ... s'écrit : s = l1 [X 1] + l2 [X 2 ] + l3 [X 3 ] + ... (3) [X i] est la concentation de l'ion X i. l i est la conductivité ionique molaire de l'ion X i. Elle dépend de la température. · Unités : conductivité s en siemens par mètre (S / m) conductivité ionique molaire l en siemens ´ mètre carré par mole (S.m2 / mol) concentration molaire volumique [ X ] en mole par mètre cube (mol / m3) · Cette relation (1) est vérifiée pour des concentrations comprises entre 10 - 5 mol / L et 10 - 2 mol / L.

·Les valeurs des conductivités ioniques molaires l sont données dans le tableau ci-dessous, à 25 °C.

La conductivité molaire ionique des ions H₃O ⁺ (aq) et HO ^- (aq) est plus élevée que celle de la plupart des autres ions.

· Densité d'un solide, d'un liquide ou d'un gaz

·La densité d'un corps solide ou liquide est égale à la masse d'un certain volume de ce corps divisée par la masse d'un égal volume d'eau, pris dans les mêmes conditions de température et de pression :

d = m_corps / m_eau

La densité d'un corps solide ou liquide par rapport à l'eau est un nombre sans unité.
Dire que la densité de l'aluminium est égale à 2,7 signifie que ce métal est 2,7 fois plus "massique" que l'eau.
·Dans le cas d'un gaz, le corps de référence est l'air :
La densité d'un corps gazeux est égale à la masse d'un certain volume de ce corps divisée par la masse d'un égal volume d'air, pris dans les mêmes conditions de température et de pression :

d_gaz = m_corps / m_air

En raisonnant sur une mole de corps et une mole d'air, on montre aisément que :

d_gaz = M / 29

M étant la masse molaire du gaz étudié.

· Dismutation

Une dismutation est une réaction dans laquelle le même composé chimique est à la fois oxydant et réducteur.
Exemple :

H₂O₂ + H₂O₂ = 2 H₂O + O₂

· Electronégativité - Electropositivité

L'électronégativité traduit la capacité d'un élément à attirer vers lui les électrons d'un doublet liant.
Un élément ayant tendance à attirer ces électrons est dit électronégatif.
Un élément laissant s'éloigner ces électrons est dit électropositif.

· Electrophile - Nucléophile

·On qualifie de nucléophile une espèce ou un site (neutre ou chargée négativement) susceptible de réagir en donnant un doublet libre. ·On qualifie d'électrophile une espèce ou un site (neutre ou chargée positivement) susceptible de réagir en recevant un doublet libre.
Remarque :

- électrophile signifie ami des électrons. - nucléophile signifie ami des noyaux.

· Ester

·Le groupe fonctionnel ester est :

Le premier atome de carbone, trigonal, peut être relié à H ou à une chaîne carbonée. Le second atome de carbone peut être tétragonal, trigonal ou digonal.
·La formule générale d’un ester est :

Remarque : R' ne peut se réduire à un atome H car ce serait alors un acide et non un ester.
·Le nom comporte deux termes : 

- le premier avec la terminaison oate désigne la chaîne principale provenant de l’acide (numérotée, si nécessaire, à partir de l’atome de carbone lié aux deux atomes d'oxygène).
- le second, avec la terminaison yle est le nom du groupe alkyle provenant de l’alcool (cette chaîne R' est numérotée, si nécessaire, à partir de l’atome de carbone lié à un seul atome d’oxygène).

Exemples :

·Dans la nature, les esters sont abondants : esters volatils et odorants dans les huiles essentielles, esters non volatils dans les lipides.

· Fonction y = C.X² / (1-X)

Calculons la dérivée de y = C.X² / (1-X) :

y' = C.X (2 - X) / (1-X)²

Traçons le tableau de variation :

Dans la partie qui intéresse le chimiste, on note que si X augmente de 0 à 1, alors y croît de 0 vers des valeurs très grande.

· Fonction (compléments)

Un monoacide AH réagit sur l'eau conformément à l'équation suivante :

H₂O + AH = H₃O ⁺ + A ^- (E₁)

Cette relation est prépondérante si la concentration apportée C est suffisante. Si C est petit, il faut également tenir compte de l'autoprotolyse de l'eau :

H₂O + H₂O = H₃O ⁺ + HO ^- (E₂)

Les cinq espèces chimiques présentes dans le système sont :

H₂O, H₃O ⁺, HO ^-, AH et A ^-.

La molarité de l'espèce H₂O est :

[ H₂O ] » 1000 / 18 = 55,6 mol / L

Il reste 4 molarités inconnues dont le calcul nécessite 4 équations :
A l'équilibre (E₁) est associée la constante d'équilibre :

(1)

 A l'équilibre (E₂) est associée la constante d'équilibre (produit ionique de l'eau) :

(2)

[ H₃O ⁺ ] _eq [ HO ^- ] _eq = 10 ^{- 14} à 25 ° C

 La conservation de la matière impose :

C = [ AH ] _eq + [ A ^- ] _eq (3)

Le milieu est électriquement neutre :

[ H₃O ⁺ ] _eq = [ A ^- ] _eq + [ HO ^- ] _eq (4)

Ces quatre équations permettent, théoriquement de déterminer les quatre concentrations inconnues.
·Il est parfois utile d'introduire t , le taux d'avancement final de la réaction :

t = [A ^-] _eq / C (5) soit [A ^-] _eq = C.t (5 bis)

La relation (3) C = [ AH ] _eq + [ A ^- ] _eq donne [ AH ] _eq = C - [A ^-] _eq = C ( 1 - t ) (3 ter)
Portons [A ^-] _eq = C.t (5 bis) et [ AH ] _eq = C - [A ^-] _eq = C ( 1 - t ) (3 ter) dans (1) :

K_A = [ H₃O ⁺ ] _eq C.t / C ( 1 - t )
K_A = [ H₃O ⁺ ] _eq t / ( 1 - t ) (6)

 1° - Si C tend vers zéro, alors :

[ H₃O ⁺ ] _eq tend vers 7 et la relation (6) montre que

t / ( 1 - t ) tend vers 10 ⁷. K_A

- Avec pK_A = 3,2 (acide HF) :

t / ( 1 - t ) tend vers 10 ⁷. 10 ^{- 3,2} = 10 ^3,8 et t_final est voisin de 1

 - Avec pK_A = 9,3 (acide HCN) :

t / ( 1 - t ) tend vers 10 ⁷. 10 ^{- 9,3} = 10 ^{- 2,3} et t_final est voisin de 0,005.

Lorsque C tend vers zéro, le taux d'avancement final de la réaction t n'atteint pas nécessairement 1.
 2° - Si la concentration apportée C est suffisante pour que le milieu soit suffisamment acide (pH inférieur à 6), on peut, dans l'équation (4) négliger [ HO ^- ] par rapport à [ H₃O ⁺ ] et écrire :

[ H₃O ⁺ ] _eq » [ A ^- ] _eq (Cela revient à ne pas tenir compte de l'autoprotolyse de l'eau) (4 bis)

Il vient :

C = [ AH ] _eq + [ A ^- ] _eq soit [ AH ] _eq = C - [ A ^- ] _eq » C - [ H₃O ⁺ ] _eq (3 bis)

Portons [ A ^- ] _eq » [ H₃O ⁺ ] et [ AH ] » C - [ H₃O ⁺ ] dans l'expression (1) :

(7)

Cette relation, valable pour des pH compris entre 1 et 6, permet de calculer ce pH connaissant le K_A de l'acide utilisé et la concentration apportée C.

· Hydrosoluble : soluble dans l'eau.

· Hydrophile

L’eau étant une molécule polaire dissous bien les composés ioniques ou polaires. On dit que ces composés sont hydrophiles (amis de l’eau). C'est le cas du chlorure de sodium (solide ionique) et de l'éthanol (liquide polaire).

· Hydrophobe

L’eau étant une molécule polaire ne dissous pas bien les composés apolaires. On dit qu'un tel composé est hydrophobe (peur de l’eau). C'est le cas du graphite (solide apolaire) ou des huiles (liquides très peu polaires).

· Indicateur coloré

Un indicateur coloré est constitué par un couple acide faible / base faible dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes.
La couleur observée lorsqu’on met quelques gouttes d’indicateur coloré dans une solution dépend du pH de cette solution.
Par exemple pour l’hélianthine dont le pKa = 3,4 la forme acide est rouge et la forme basique est jaune :

La zone de virage est comprise entre pKa –1 et pKa +1 environ ( soit entre 2,4 et 3,4 )

· Isotopes

Définition : Des atomes sont dits isotopes s'ils ont le même nombre de protons Z mais un nombre de neutrons N différent dans leur noyau.
Remarque :

- Leur nombre de nucléons A = Z + N est évidemment différent.
- Ces atomes isotopes ont le même nuage électronique (voir ci-dessous).
- Ces atomes isotopes ont le même symbole chimique et les mêmes propriétés chimiques mais leur masse est différente.
- Un élément chimique est caractérisé par son symbole et son numéro atomique Z (par exemple Cl et Z = 17 pour le chlore). Il comporte en général plusieurs isotopes.

Exemples :

- , , sont trois isotopes de l'élément carbone. Il en existe d'autres. Tous obéissent à la formule .
- , sont deux isotopes du chlore. Il en existe d'autres. Tous obéissent à la formule .

· Liaison hydrogène

Une liaison hydrogène s'établit entre un atome d'hydrogène, lié par liaison covalente à un atome très électronégatif (F, O, N, Cl) et un autre atome, lui aussi électronégatif, possédant au moins un doublet non liant.

· Liposoluble

Une substance est liposoluble si elle est soluble dans les lipides (graisses).

· Masse molaire atomique - Masse molaire moléculaire

·La masse molaire atomique d'un isotope est égale la masse d'une mole d'atomes :

M(C) = 12 g/molM(H) : 1 g/mol M(O) = 16 g/mol M(N) = 14 g/molM(S) = 32 g/mol

En cas d'ambiguïté, on peut préciser l'isotope en question. Par exemple :

M() = 35 g/mol et M() = 37 g/mol

·La masse molaire atomique d'un élément est égale la masse d'une mole d'atomes pris dans les proportions isotopiques naturelle.

M(Cl) = 35,5 g/mol car le chlore naturel est un mélange des deux isotopes :
(75 %) et (25 %).

·La masse molaire moléculaire est égale à la masse d'une mole de molécules :

M(H₂O) = 1 ´ 2 + 16 = 18 g/mol

M(CH₃NH₂) = M(CH₅N) = 12 + 1 ´ 5 + 14 = 31 g/mol

·On peut également calculer la masse molaire d'un composé ionique :

M(Na⁺) = 23 g/mol
M(SO₄ ^{- -}) = 32 + 4 ´ 16 = 160 g/mol

Remarque : la masse des électrons est négligeable par rapport à la masse des nucléons présents dans les noyaux. (Voir la leçon 1)
·Enfin on peut calculer la masse molaire d'un cristal ionique qui est égale à la masse d'une mole du motif cristallin.
Par exemple la formule du motif du sulfate disodique est (2 Na⁺ + SO₄ ^{- -}). Sa formule statistique est Na₂SO₄.
On en déduit M(Na₂SO₄) = 23 ´ 2 + 32 + 16 ´ 2 = 46 + 32 + 32 = 110 g/mol

· Masse volumique

La masse volumique d'un corps de masse m et de volume V est :

m = m / V

- la masse m est en kg
- le volume V est en m³
- la masse volumique est kg / m³

En chimie on emploie parfois des unités ne faisant pas partie du système international. On écrit, par exemple :

m_eau = 1000 g / L

Rappelons que 1 m³ = 1000 L

· Mole

La mole est l'unité SI de quantité de matière, équivalent à la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 0,012 kg de carbone 12.

1 mole d'atomes = 6,02 ´ 10 ²³ atomes
1 mole de molécules = 6,02 ´ 10 ²³ molécules
Le nombre N_A = 6,02 ´ 10 ²³ / mol est appelé nombre d'Avogadro

Remarque : Le symbole du mot mole est mol comme le symbole du mot mètre est m.

· Oxydation

·Un réducteur est une molécule ou un ion pouvant céder au moins un électron.
·Un oxydant est une molécule ou un ion pouvant capter au moins un électron.
·Un couple oxydant / réducteur est constitué d’un oxydant et d’un réducteur conjugués, c’est-à-dire reliés par :

Réducteur = Oxydant + n e^-

·Une oxydation est une perte d'électrons. Un réducteur subit une oxydation.
·Une réduction est un gain d'électrons. Un oxydant subit une réduction.

· Solution tampon

·Définition
Une solution tampon renferme un acide faible et sa base conjuguée en concentrations égales ou voisines.
On sait que :
Si [ Base ] = [ Acide ] alors pH = pKa.
Si [ Base ] est voisin de [ Acide ] alors pH est voisin de pKa.
Une solution tampon possède un pH égal ou voisin du pKa du couple ayant servi à la préparer.
·Propriétés
Le pH d’une solution tampon évolue peu :

- par addition en quantité modérée d’acide
- par addition en quantité modérée de base
- par dilution limitée.

· Spectres et couleurs

a- Spectre d'émission continu d'une lampe à incandescence
La lumière blanche émise par le soleil ou par une lampe à incandescence peut être analysée par un prisme ou par un réseau.

Sur l'écran on observe un spectre continu. Dans le domaine visible, ce spectre s'étale du violet (longueur d'onde l _v= 400 nm) jusqu'au rouge (longueur d'onde l _r= 800 nm) :

b- Le spectre électromagnétique
En fait, le spectre de la lumière visible fait partie du spectre électromagnétique beaucoup plus vaste s'étendant du rayonnement gamma (longueur d'onde pouvant descendre en dessous 10 ^{- 13} m ) jusqu'au rayonnement hertzien (longueur d'onde pouvant dépasser 10 ⁴ m ).

L'œil humain n'est donc sensible qu'à un tout petit domaine des ondes électromagnétiques. L'homme, cependant, utilise de nombreuses sources de radiation non visibles. Les rayons gamma permettent de traiter certaines tumeurs. Les rayons X sont utilisées en radiographie (squelette osseux, dentition, bagages). La radio, le radar et la télévision émettent des ondes hertziennes. Le soleil nous réchauffe avec les radiations infrarouge et nous fait bronzer avec le rayonnement ultraviolet. Les micro-ondes font fonctionner les téléphones cellulaires et les fours à micro-ondes.
c- Spectre de raies d'émission :
Si on remplace la lampe à incandescence par une lampe à vapeur de mercure le prisme donne alors, non pas un spectre continu, mais un spectre de raies :

d- Comparaison des spectres de raies d'émission et d'absorption
Par exemple, si sur le trajet du faisceau de lumière blanche on place une lampe contenant de la vapeur de mercure, alors on observe, sur l'écran, le spectre suivant :

Les raies noires correspondent aux radiations absorbées. Les radiations absentes du spectre d'absorption sont les mêmes que celles qui sont présentes dans le spectre d'émission.

e- Spectre d'absorption d'une espèce en solution
Une espèce en solution, éclairée par de la lumière blanche, est susceptible d'absorber, au moins en partie, l'énergie correspondant à certaines radiations. La lumière transmise ne sera plus blanche mais colorée. On peut l'analyser avec un prisme, le spectre obtenu est un spectre d'absorption.
·Plaçons dans le montage déjà utilisé une cuve en verre transparent contenant une solution aqueuse de béta-carotène.

Avec le béta-carotène le spectre présente une bande d'absorption vers les courtes longueurs d'onde :

 

On observe que les radiations violettes, bleues et une partie des radiations vertes (bande d'absorption comprise entre 400 et 500 nm) sont presque totalement absorbées par la solution de béta-carotène. Cette solution a donc la couleur orange de la carotte. Cette couleur de la solution, observée par transmission, résulte de la superposition sur la rétine de l'œil humain des radiations non absorbées (longueurs d'onde comprises entre 500 et 800 nm).
Autres exemples :
·Une solution de permanganate de potassium est magenta. Son spectre présente une large bande noire d'absorption dans l'orange, le jaune et le vert. La superposition des couleurs rouge et bleue transmises donne la sensation de magenta.
·Une solution de dichromate de potassium est jaune-orangé. On constate dans le spectre des bandes noires d'absorption dans le violet, le bleu et une partie du vert. La superposition des couleurs transmises rouge, jaune et un peu de vert donne cette teinte orangée.
Remarque :
·Si toute les radiations du domaine visible sont totalement absorbées alors la solution est noire.
·Si toute les radiations du domaine visible sont transmises alors la solution est transparente.
·L'eau pure est un liquide transparent.
e- Couleur des solides
·Si, exposé à la lumière solaire, un corps solide S1 diffuse et réfléchit toutes les radiations du spectre visible, alors il apparaît blanc à l'œil humain.
·Si, exposé à la lumière solaire, un corps solide S2 absorbe toutes les radiations sauf les radiations rouge et vertes, il apparaît jaune.
Question : Quelles seront les couleurs des solides S1 et S2 ci-dessus lorsqu'on les éclaire avec un faisceau de lumière issue d'un laser He-Ne ? Ce laser émet plusieurs radiations dont une seule (l = 633 nm) appartient au domaine visible. Avant d'être éclairés par le laser, les solides étaient dans l'obscurité.

l Spectrophotomètre

· Un spectrophotomètre comprend :

une source lumineuse polychromatique (lumière blanche émise par une lampe à filament de tungstène).
un monochromateur permettant de sélectionner une longueur d'onde l à partir de la lumière blanche. Il est formé d'un réseau qui disperse la lumière blanche. La sélection se fait à l'aide d'une fente.
une cuve contenant un échantillon de solution de l'espèce colorée que l'on étudie.
une cellule photoélectrique qui fournit un courant électrique proportionnel au nombre de photons qu'elle reçoit.
un détecteur électronique dont la réponse est proportionnelle à ce courant électrique et permet une mesure relative de l'intensité lumineuse. L'affichage la donne soit en transmittance T_l = I / Io, soit en absorbance A_l avec A_l = log (Io / I).

Remarque : un réglage préalable du blanc permet de mesurer l'absorbance de l'espèce colorée en solution, pour la longueur d'onde l :

A_B ( l ) = log ( I_solvant / I_solution ) (voir ci-dessous)

Compléments : Les grandeurs physique de l'absorptiométrie et la loi de Beer-Lambert
·Les grandeurs physiques de l'absorptiométrie
Considérons un faisceau monochromatique de lumière, d'intensité lumineuse Io, de longueur d'onde l, incident sur une cuve transparente contenant une solution colorée :

Une partie de l'intensité Io du faisceau incident est réfléchie, une partie est diffusée, une partie est absorbée et une dernière partie I est transmise et mesurée par le récepteur.
La transmittance de l'ensemble cuve-solution peut être définie par le rapport T = I / Io .
Le but de l'absorptiométrie est de déterminer la concentration d'une espèce colorée, B contenue dans une solution ; les diverses contributions de la cuve et du solvant à l'atténuation du faisceau lumineux incident n'ont aucun lien avec la concentration de la solution colorée. Pour s'affranchir de ces contributions, on travaille par comparaison du comportement de la cuve remplie de solution colorée à celui d'une cuve identique remplie de solvant et des espèces non dosées (appelée " blanc ").

Les définitions recommandées sont les suivantes :
Transmittance de la solution :

T_Solution = I_solution / Io

Transmittance du solvant :

T_Solvant = I_solvant / Io

Transmittance de l'espèce colorée B en solution, pour la longueur d'onde l :

T_B = I_solution / I_solvant
T_B = T_Solution / T_Solvant

Absorbance de l'espèce colorée B en solution, pour la longueur d'onde l :

A_B = log 1 / T_B = log I_solvant / I_solution

·La loi de Beer-Lambert
L'absorptiométrie repose sur deux relations fondamentales établies à partir du XVIII ^e siècle.

· La première, historiquement, est la relation de Bouguer ou relation de Lambert. Cette relation établit qu'un faisceau incident monochromatique, d'intensité Io, pénétrant sous incidence normale dans un milieu absorbant, subit après un parcours de longueur L une atténuation et en ressort avec une intensité I telle que log Io / I = k.L
· La deuxième relation est la relation de Beer : elle établit que l'intensité lumineuse d'un faisceau monochromatique, traversant une solution de concentration molaire effective [B] en espèce absorbante B, décroît exponentiellement en fonction de la concentration : log Io / I = k '. [B] . Le coefficient k ' dépend de l'épaisseur de la solution, de la nature du solvant, du soluté, de la température et de la longueur d'onde.

La combinaison de ces deux relations conduit à la loi de Beer-Lambert qui, appliquée à une solution d'épaisseur L, contenant une espèce colorée B de concentration molaire effective [B], dans un solvant, s'écrit :

AB( l) = log (Isolvant / Isolution) = e(l) . L . [B] L'absorbance d'une solution contenant une espèce colorée B à la concentration [B] dépend de la longueur d'onde l de la radiation utilisée. Elle est proportionnelle à l'épaisseur L de la solution et à la concentration [B] de l'espèce colorée. · Isolvant et Isolution sont les intensités lumineuses transmises par la cuve de solvant d'une part et la cuve de solution contenant l'espèce colorée d'autre part, pour des flux incidents égaux et des caractéristiques de cuves identiques. · L est l'épaisseur de la solution en m (les chimistes emploient plutôt le cm). · [B] est la concentration molaire effective de l'espèce B en mol / L. · e(l) est le coefficient d'absorption molaire en L.mol - 1.m - 1 (ou en L.mol - 1.cm - 1). Il dépend de la nature du soluté et du solvant, de la température et de la longueur d'onde. · On écrit souvent : AB( l) = k . c en posant k = e(l).L. et c = [B]

· Structure atomique

Un atome est constitué d'un noyau central et d'un nuage électronique.
Le diamètre du noyau est de l'ordre de 10 ^{- 15} m. Le diamètre d'un atome est de l'ordre de 10 ^{- 10} m.
Le noyau central :

Le noyau X d'un atome est composé de A particules appelées nucléons (N neutrons électriquement neutres et Z protons chargés positivement) extrêmement liées par l'interaction forte, force étudiée après le baccalauréat. Cette force maintient les nucléons ensemble malgré la répulsion électrique des protons positifs. Ce noyau sera symbolisé par avec A = Z + N

  Exemple des noyaux des atomes de chlore.
- L'atome de chlore le plus abondant dans la nature possède un noyau central contenant Z = 17 protons positifs et N = 18 neutrons. Le nombre de nucléons (protons et neutrons) est noté A = Z + N = 17 + 18 = 35. On symbolise ce noyau par . L'interaction forte joue un grand rôle.
Z = 17 est également appelé le numéro atomique. C'est le numéro de la case du tableau périodique des éléments dans laquelle se trouve l'élément chlore.
- Dans la nature on trouve aussi l'atome de chlore avec un noyau central contenant Z = 17 protons positifs et A = 37 nucléons (protons et neutrons). Le nombre de neutrons est donné par la relation A = Z + N qui s'écrit ici 37 = 17 + N soit N = 20 neutrons.
- En physique nucléaire on rencontre l'élément chlore sous la forme avec A pouvant être différent de A = 35 ou A = 37.
On dit que , , sont des isotopes de l'élément chlore.
Le nuage électronique (couches électroniques et formule électronique)
· Loin du noyau gravitent des électrons. Un atome étant électriquement neutre possédera autant d'électrons négatifs gravitant autour du noyau que de protons positifs dans le noyau. Leur mouvement, très complexe, ne peut pas être étudié en mécanique classique. Une mécanique plus récente, la mécanique quantique, parle de probabilité de présence des électrons dans un nuage électronique.
· En classe de terminale on se contente d'utiliser l'ancien modèle planétaire de Bohr (danois :1885 - 1962) qui répartit les électrons sur des couches K, L, M, N, etc.
Règle de répartition des électrons en couches (n désigne un entier > 0)

La couche n	contient au maximum	2 n² électrons.
La couche n = 1 (K)	contient au maximum	2 ´ 1² = 2 électrons.
La couche n = 2 (L)	contient au maximum	2 ´ 2² = 8 électrons.
La couche n = 3 (M)	contient au maximum	2 ´ 3² = 18 électrons.
La couche n = 4 (N)	contient au maximum	Faire le calcul

Quelques atomes
Voici le cortège électronique et le modèle de Lewis de quelques atomes.
Le modèle de Lewis d'un atome ne représente que la couche externe du nuage électronique.

Exemple :
Autour du noyau de chlore contenant 17 protons positif gravitent 17 électrons négatifs répartis sur 3 couches K² L⁸ M⁷.
Voici 2 isotopes du chlore : K² L⁸ M⁷ et K² L⁸ M⁷. Les nombres noirs décrivent le noyau et la partie rouge décrit le cortège d'électrons.
Ayant le même cortège électronique, ces 2 isotopes ont donc les mêmes propriétés chimiques mais leur masse (grandeur physique) est différente.

· Tableau périodique des éléments

Voici un tableau simplifié se limitant aux trois premières lignes :

1H							2He
3Li	4Be	5B	6C	7N	8O	9F	10Ne
11Na	12Mg	13Al	14Si	15P	16S	17Cl	18Ar

Le numéro atomique qui apparaît en indice (17 pour le chlore) indique le nombre de protons positifs Z du noyau mais aussi le nombre d'électrons gravitant sur les couches électroniques (K, L, M, N,...) d'électrons négatifs, loin du noyau.
Le nombre de couches électroniques est égal au numéro de la ligne du tableau périodique :

- Un élément de la 2° ligne possède 2 couches d'électrons (K)² (L)^...
- Un élément de la 3° ligne possède 3 couches d'électrons (K)² (L)⁸ (M)^...

Un atome possède au maximum 8 électrons sur sa dernière couche (couche externe ou périphérique).
A chaque case occupée du tableau correspond le numéro atomique Z de l'élément étudié (lequel peut avoir plusieurs isotopes).

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