L’essentiel de Chimie générale en PASS

Les points essentiels de chaque cours, tirés du texte du cours, sur une seule page. Un point te bloque ? Le titre ouvre le cours complet, ses schémas et ses exercices corrigés.

8 cours80 points clés

01-01 · partie 1Quantités de matière, solutions et préparation

Une mole contient exactement 6,02214076 × 10²³ entités spécifiées ; une mole de CaCl2 dissociée fournit une mole de Ca²⁺ et deux moles de Cl−.
La relation n = m/M exige des unités compatibles ; 180 mg de glucose de masse molaire 180 g/mol donnent m = 0,180 g puis n = 0,00100 mol.
La masse molaire d’une formule comprend tous les atomes et, pour un cristal hydraté, l’eau de cristallisation ; la masse recherchée vaut masse pesée × fraction de pureté.
Concentration molaire c = n/V en mol/L, concentration massique t = m/V en g/L, reliées par t = cM ; molalité en mol/kg de solvant.
Molarité et molalité ne sont pas interchangeables car le volume varie avec la température ; « solution à 5 % » est incomplète sans convention.
Pour une dissolution, la masse à peser est m = cVM ; on ajuste au volume final, qui n’est pas le volume de solvant ajouté.
Pour une dilution sans réaction ni perte, c_mère V_prélevé = c_fille V_final ; préparer 250 mL à 4,00 mmol/L depuis 0,200 mol/L exige 5,00 mL.
Sans réaction, la quantité totale de soluté est la somme des apports ; 20 mL à 0,10 mol/L et 30 mL à 0,20 mol/L donnent 0,16 mol/L.
Pour a A + b B, l’avancement maximal est le plus petit des rapports n_A/a et n_B/b ; le réactif limitant n’est pas forcément celui qui a le moins de moles.
Le rendement compare la quantité obtenue à la théorique ; les chiffres significatifs reflètent la précision et il faut vérifier unités, ordre de grandeur et bilan.

01-01 · partie 2De l’atome aux liaisons et à la géométrie

Le numéro atomique Z compte les protons et identifie l’élément ; le nombre de masse A compte protons et neutrons.
Une orbitale est une description quantique d’un état ; n repère la couche, l les sous-couches s, p, d, f, ml les orbitales et ms deux projections du spin.
Une sous-couche s a une orbitale, p trois et d cinq ; chaque orbitale accueille deux électrons, et dans un ensemble dégénéré ils occupent d’abord des orbitales distinctes (Hund).
Sur une période, la charge nucléaire effective augmente généralement et le rayon atomique diminue ; dans une colonne, les nouvelles couches tendent à agrandir l’atome.
La charge formelle vaut électrons de valence isolés moins électrons non liants moins moitié des électrons liants ; c’est un outil de comptabilité.
VSEPR compte les domaines électroniques ; une liaison multiple compte comme un seul domaine, deux domaines donnent linéaire, trois trigonale plane, quatre tétraédrique.
Le dipôle moléculaire est une somme vectorielle ; les deux liaisons C=O de CO₂ se compensent dans la structure linéaire symétrique, mais H₂O coudée ne compense pas.
Toutes les molécules présentent des interactions de dispersion ; une liaison hydrogène exige un donneur adapté et un accepteur disponible, un H sur carbone n’équivaut pas à O-H.
Une double liaison comporte une sigma et une pi ; une triple comporte une sigma et deux pi dans le modèle usuel.
La charge formelle partage les électrons également ; le nombre d’oxydation les attribue au plus électronégatif ; la charge partielle décrit une répartition réelle ou modélisée.

01-01 · partie 3Thermodynamique et équilibres chimiques

Un système ouvert échange matière et énergie, un système fermé échange de l’énergie mais pas de matière, un système isolé n’échange ni l’une ni l’autre.
Avec les échanges reçus comptés positivement, le premier principe s’écrit ΔU = Q + W, et pour le seul travail pression-volume W = −p_ext ΔV.
U est une fonction d’état : son changement dépend des états initial et final, tandis que chaleur et travail dépendent du chemin suivi.
L’enthalpie H = U + pV est utile à pression constante ; ΔH négatif signifie exothermique, sans établir à lui seul le sens spontané.
À température et pression constantes, G = H − TS ; Δ_rG < 0 favorise le direct, Δ_rG > 0 l’inverse, Δ_rG = 0 à l’équilibre, sans durée.
Pour a A + b B ⇌ c C + d D, Q = a_C^c a_D^d /(a_A^a a_B^b), chaque activité étant sans dimension ; l’activité d’un solide pur est unitaire.
La relation fondamentale est Δ_rG = Δ_rG° + RT ln Q ; à l’équilibre Q = K et Δ_rG° = −RT ln K.
Q < K favorise le sens direct, Q > K favorise le sens inverse ; K décrit l’équilibre à température donnée, Q la composition actuelle.
Multiplier l’équation par deux élève K au carré et double Δ_rG° ; inverser l’équation remplace K par 1/K et change le signe de Δ_rG°.
Un catalyseur accélère les deux sens sans modifier K ni Δ_rG° ; une variation de température modifie K, une perturbation isotherme modifie d’abord Q.

01-01 · partie 4Cinétique chimique et méthodes expérimentales

Pour a A → b B à volume constant, v = −(1/a)d[A]/dt = (1/b)d[B]/dt ; les coefficients donnent la même vitesse quelle que soit l’espèce suivie.
La loi empirique v = k[A]^α[B]^β a pour ordres partiels α et β, déterminés expérimentalement et généralement différents des coefficients de l’équation globale.
L’unité de k dépend de l’ordre global : s^-1 pour l’ordre un, L/mol/s pour l’ordre deux avec v en mol/L/s.
Lois intégrées : ordre zéro [A]=[A]0−kt ; ordre un ln[A]=ln[A]0−kt ; ordre deux 1/[A]=1/[A]0+kt.
Demi-vie : ordre zéro [A]0/(2k), ordre un ln2/k, ordre deux 1/(k[A]0) pour la loi simple indiquée.
En grand excès de B, v=k[A][B] devient v=k_obs[A] avec k_obs=k[B] : c’est un pseudo-premier ordre.
La vitesse initiale se mesure tôt pour limiter produits, réaction inverse et déplétion, mais « initiale » n’est pas forcément la première mesure à cause du temps mort.
Arrhenius : k=A exp(−Ea/RT) ; ln k en fonction de 1/T a pour pente −Ea/R, T en kelvins, et un catalyseur abaisse la barrière sans modifier K.
Tracer les résidus et tester plusieurs concentrations initiales aide à distinguer les modèles ; un coefficient de corrélation élevé n’est pas une preuve absolue.
La cinétique élimine certains mécanismes et en rend d’autres compatibles ; elle n’identifie pas toujours une séquence unique.

01-02 · partie 1Acides, bases et calculs de pH

Un acide de Brønsted cède un proton ; sa base conjuguée peut le capter ; les deux membres d’un couple diffèrent d’un proton, pas d’un électron.
Ka = a_H₃O⁺ a_A−/a_HA caractérise la dissociation dans l’eau ; pKa = −log Ka ; à conditions comparables, un petit pKa correspond à un acide plus fort.
Le pH est −log de l’activité du proton hydraté ; remplacer l’activité par une concentration est une approximation de solution suffisamment diluée et proche de l’idéalité.
L’autoprotolyse de l’eau définit Kw = a_H₃O⁺ a_OH− ; à 25 °C, Kw vaut environ 10^-14 et pH + pOH ≈ 14 dans les conventions usuelles.
La neutralité signifie égalité des activités acide et basique pertinentes ; son pH est la moitié de pKw, donc pH 7 à toute température est incorrect.
Pour un monoacide fort à concentration C, l’électroneutralité donne h = C + [OH−], donc h² − Ch − Kw = 0 et h = (C + √(C² + 4Kw))/2.
Pour un acide faible, si x est petit devant C, x ≈ √(Ka C), d’où pH ≈ 1/2(pKa − log C) ; diluer augmente généralement la fraction dissociée mais diminue [H₃O⁺].
Pour une base faible B, [OH−] ≈ √(Kb C) ; un sel n’est pas nécessairement neutre car A− hydrolyse l’eau et BH+ peut acidifier le milieu.
La relation [A−]/[HA] ≈ 10^{pH − pKa} indique la forme majoritaire ; à pH = pKa, les formes sont égales, pas absentes.
Pour HA + B ⇌ A− + BH+, la constante est approximativement 10^[pKa(BH+) − pKa(HA)] ; la réaction favorise le couple avec acide et base plus faibles.

01-02 · partie 2Tampons, polyacides et dosages

Un tampon contient des quantités appréciables d’un acide faible HA et de sa base A− ; un ajout modéré d’acide consomme A− et un ajout de base consomme HA.
Dans les conditions d’idéalité usuelles, pH = pKa + log([A−]/[HA]) ; pour un même volume final, le rapport des concentrations peut être remplacé par le rapport des quantités.
Le pouvoir tampon dépend de la quantité disponible, pas uniquement du rapport ; deux solutions de même pH peuvent avoir des résistances très différentes.
Après un ajout, la stœchiométrie d’abord : 10 mmol HA et 20 mmol A− avec 2 mmol d’acide fort donnent 12 mmol HA et 18 mmol A−.
Une dilution idéale conserve approximativement le rapport HA/A− et donc le pH, mais elle réduit la capacité tampon.
Dosage acide faible par base forte : avant l’équivalence la solution se comporte comme un tampon, à demi-équivalence pH ≈ pKa, à l’équivalence A− est une base faible.
À l’équivalence d’un dosage acide faible/base forte, la solution n’est pas neutre ; on calcule l’hydrolyse de A− avec Kb = Kw/Ka.
Un diacide H2A perd ses protons successivement avec Ka1 puis Ka2 ; en général Ka1 > Ka2, et si les pKa sont séparés, H2A, HA− puis A2− prédominent.
Deux protons titrables ne donnent pas toujours deux sauts distincts : des pKa proches, des concentrations faibles ou des limites instrumentales peuvent fusionner les transitions.
Pour un acide aminé, le point isoélectrique est le pH de charge nette moyenne nulle ; il se calcule avec les deux pKa encadrant la forme de charge nulle.

01-02 · partie 3Oxydoréduction et électrochimie

Un oxydant capte des électrons et se réduit ; un réducteur cède des électrons et s’oxyde.
Le nombre d’oxydation est une attribution formelle ; l’oxygène vaut souvent −II sauf peroxydes, l’hydrogène souvent +I sauf hydrures métalliques.
En milieu acide, équilibrer les atomes autres que H et O, puis O avec H₂O, H avec H+, charges avec électrons.
Multiplier une demi-équation ne multiplie pas son potentiel : le potentiel est une grandeur intensive.
Dans une pile débitante, la réduction se produit à la cathode et l’oxydation à l’anode ; à l’électrolyse usuelle, anode positive et cathode négative.
La tension thermodynamique est E_cell = E_cathode − E_anode, et Δ_rG = −n F E_cell avec F ≈ 96485 C/mol.
Pour Zn2+/Zn à −0,76 V et Cu2+/Cu à +0,34 V, Cu2+ se réduit, Zn s’oxyde, E°_cell = 1,10 V ; bilan Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu.
Nernst : E = E° − (RT/nF) ln(a_Red/a_Ox) ; à 25 °C, E = E° − (0,05916/n) log Q ; si H+ intervient, le potentiel dépend du pH.
ln K = n F E°_cell/(RT) ; un grand K décrit une forte préférence thermodynamique mais ne dispense pas d’examiner les barrières cinétiques.
Loi de Faraday : n_e = Q/F ; Q = It ; 0,100 A pendant 965 s fournit 96,5 C, soit environ 1,00 mmol d’électrons.

01-02 · partie 4Solubilité, osmose et mesures optiques

Pour AB(s) ⇌ A+ + B−, Ks = a_A+ a_B− ; dans l’eau pure idéale, si la solubilité molaire vaut s, Ks ≈ s².
Pour AB2(s) ⇌ A2+ + 2 B−, [A2+] = s et [B−] = 2s, donc Ks ≈ 4s³ ; employer s = √Ks oublierait la stœchiométrie.
Pour AB dans une solution contenant déjà B− à concentration C très supérieure à s, Ks ≈ sC, donc s ≈ Ks/C ; cette approximation doit être contrôlée.
Le quotient ionique Qs se calcule après mélange avant précipitation ; Qs > Ks favorise la précipitation, Qs < Ks est sous-saturée, une nucléation lente peut retarder le solide visible.
La concentration totale en métal additionne métal libre et complexes ; Ks concerne l’activité de l’espèce libre, pas le métal total.
Le pH agit sur les ions capables de capter un proton : si l’anion d’un solide est protoné en milieu acide, sa concentration libre diminue et la dissolution peut être favorisée.
L’osmolarité compte les particules osmotiquement actives par litre de solution ; NaCl à 0,10 mol/L produit environ 0,20 osmol/L, le glucose non dissocié 0,10 osmol/L.
La pression osmotique idéale π = i cRT ; à 310 K, 0,300 osmol/L = 300 osmol/m3, π ≈ 7,73 × 10⁵ Pa ; la conversion litre-mètre cube est indispensable.
La tonicité décrit l’effet durable sur le volume cellulaire ; elle dépend des solutés peu perméants et une solution iso-osmolaire peut être hypotonique.
Beer-Lambert A = εlc, où ε dépend de l’espèce, de la longueur d’onde et du milieu ; A = 1 donne T = 0,10, A = 2 donne 1 %.

Sors ton poly. On commence par lequel ?

Tester mon cours Voir le tarif

3 cours gratuits en aperçu
Ossik Libre : 9,90 € par mois
Satisfait ou remboursé 30 jours

Les conditions

Tes 3 cours gratuits, un aperçu d'Ossik Libre. Ensuite, 9,90 € par mois, sans engagement : un petit pack de pages chaque mois, dès le premier. Tes cartes restent à toi, révisables gratuitement, même sans abonnement. Satisfait ou remboursé 30 jours : le premier paiement de ton abonnement t'est rendu en entier, sans justification.

Sourcé page par page

01-01 · partie 1Quantités de matière, solutions et préparation

Une mole contient exactement 6,02214076 × 10²³ entités spécifiées ; une mole de CaCl2 dissociée fournit une mole de Ca²⁺ et deux moles de Cl−.

La relation n = m/M exige des unités compatibles ; 180 mg de glucose de masse molaire 180 g/mol donnent m = 0,180 g puis n = 0,00100 mol.

La masse molaire d’une formule comprend tous les atomes et, pour un cristal hydraté, l’eau de cristallisation ; la masse recherchée vaut masse pesée × fraction de pureté.

Concentration molaire c = n/V en mol/L, concentration massique t = m/V en g/L, reliées par t = cM ; molalité en mol/kg de solvant.

Molarité et molalité ne sont pas interchangeables car le volume varie avec la température ; « solution à 5 % » est incomplète sans convention.

Pour une dissolution, la masse à peser est m = cVM ; on ajuste au volume final, qui n’est pas le volume de solvant ajouté.

Pour une dilution sans réaction ni perte, c_mère V_prélevé = c_fille V_final ; préparer 250 mL à 4,00 mmol/L depuis 0,200 mol/L exige 5,00 mL.

Sans réaction, la quantité totale de soluté est la somme des apports ; 20 mL à 0,10 mol/L et 30 mL à 0,20 mol/L donnent 0,16 mol/L.

Pour a A + b B, l’avancement maximal est le plus petit des rapports n_A/a et n_B/b ; le réactif limitant n’est pas forcément celui qui a le moins de moles.

Le rendement compare la quantité obtenue à la théorique ; les chiffres significatifs reflètent la précision et il faut vérifier unités, ordre de grandeur et bilan.

01-01 · partie 2De l’atome aux liaisons et à la géométrie

Le numéro atomique Z compte les protons et identifie l’élément ; le nombre de masse A compte protons et neutrons.

Une orbitale est une description quantique d’un état ; n repère la couche, l les sous-couches s, p, d, f, ml les orbitales et ms deux projections du spin.

Une sous-couche s a une orbitale, p trois et d cinq ; chaque orbitale accueille deux électrons, et dans un ensemble dégénéré ils occupent d’abord des orbitales distinctes (Hund).

Sur une période, la charge nucléaire effective augmente généralement et le rayon atomique diminue ; dans une colonne, les nouvelles couches tendent à agrandir l’atome.

La charge formelle vaut électrons de valence isolés moins électrons non liants moins moitié des électrons liants ; c’est un outil de comptabilité.

VSEPR compte les domaines électroniques ; une liaison multiple compte comme un seul domaine, deux domaines donnent linéaire, trois trigonale plane, quatre tétraédrique.

Le dipôle moléculaire est une somme vectorielle ; les deux liaisons C=O de CO₂ se compensent dans la structure linéaire symétrique, mais H₂O coudée ne compense pas.

Toutes les molécules présentent des interactions de dispersion ; une liaison hydrogène exige un donneur adapté et un accepteur disponible, un H sur carbone n’équivaut pas à O-H.

Une double liaison comporte une sigma et une pi ; une triple comporte une sigma et deux pi dans le modèle usuel.

La charge formelle partage les électrons également ; le nombre d’oxydation les attribue au plus électronégatif ; la charge partielle décrit une répartition réelle ou modélisée.

01-01 · partie 3Thermodynamique et équilibres chimiques

Un système ouvert échange matière et énergie, un système fermé échange de l’énergie mais pas de matière, un système isolé n’échange ni l’une ni l’autre.

Avec les échanges reçus comptés positivement, le premier principe s’écrit ΔU = Q + W, et pour le seul travail pression-volume W = −p_ext ΔV.

U est une fonction d’état : son changement dépend des états initial et final, tandis que chaleur et travail dépendent du chemin suivi.

L’enthalpie H = U + pV est utile à pression constante ; ΔH négatif signifie exothermique, sans établir à lui seul le sens spontané.

À température et pression constantes, G = H − TS ; Δ_rG < 0 favorise le direct, Δ_rG > 0 l’inverse, Δ_rG = 0 à l’équilibre, sans durée.

Pour a A + b B ⇌ c C + d D, Q = a_C^c a_D^d /(a_A^a a_B^b), chaque activité étant sans dimension ; l’activité d’un solide pur est unitaire.

La relation fondamentale est Δ_rG = Δ_rG° + RT ln Q ; à l’équilibre Q = K et Δ_rG° = −RT ln K.

Q < K favorise le sens direct, Q > K favorise le sens inverse ; K décrit l’équilibre à température donnée, Q la composition actuelle.

Multiplier l’équation par deux élève K au carré et double Δ_rG° ; inverser l’équation remplace K par 1/K et change le signe de Δ_rG°.

Un catalyseur accélère les deux sens sans modifier K ni Δ_rG° ; une variation de température modifie K, une perturbation isotherme modifie d’abord Q.

01-01 · partie 4Cinétique chimique et méthodes expérimentales

Pour a A → b B à volume constant, v = −(1/a)d[A]/dt = (1/b)d[B]/dt ; les coefficients donnent la même vitesse quelle que soit l’espèce suivie.

La loi empirique v = k[A]^α[B]^β a pour ordres partiels α et β, déterminés expérimentalement et généralement différents des coefficients de l’équation globale.

L’unité de k dépend de l’ordre global : s^-1 pour l’ordre un, L/mol/s pour l’ordre deux avec v en mol/L/s.

Lois intégrées : ordre zéro [A]=[A]0−kt ; ordre un ln[A]=ln[A]0−kt ; ordre deux 1/[A]=1/[A]0+kt.

Demi-vie : ordre zéro [A]0/(2k), ordre un ln2/k, ordre deux 1/(k[A]0) pour la loi simple indiquée.

En grand excès de B, v=k[A][B] devient v=k_obs[A] avec k_obs=k[B] : c’est un pseudo-premier ordre.

La vitesse initiale se mesure tôt pour limiter produits, réaction inverse et déplétion, mais « initiale » n’est pas forcément la première mesure à cause du temps mort.

Arrhenius : k=A exp(−Ea/RT) ; ln k en fonction de 1/T a pour pente −Ea/R, T en kelvins, et un catalyseur abaisse la barrière sans modifier K.

Tracer les résidus et tester plusieurs concentrations initiales aide à distinguer les modèles ; un coefficient de corrélation élevé n’est pas une preuve absolue.

La cinétique élimine certains mécanismes et en rend d’autres compatibles ; elle n’identifie pas toujours une séquence unique.

01-02 · partie 1Acides, bases et calculs de pH

Un acide de Brønsted cède un proton ; sa base conjuguée peut le capter ; les deux membres d’un couple diffèrent d’un proton, pas d’un électron.

Ka = a_H₃O⁺ a_A−/a_HA caractérise la dissociation dans l’eau ; pKa = −log Ka ; à conditions comparables, un petit pKa correspond à un acide plus fort.

Le pH est −log de l’activité du proton hydraté ; remplacer l’activité par une concentration est une approximation de solution suffisamment diluée et proche de l’idéalité.

L’autoprotolyse de l’eau définit Kw = a_H₃O⁺ a_OH− ; à 25 °C, Kw vaut environ 10^-14 et pH + pOH ≈ 14 dans les conventions usuelles.

La neutralité signifie égalité des activités acide et basique pertinentes ; son pH est la moitié de pKw, donc pH 7 à toute température est incorrect.

Pour un monoacide fort à concentration C, l’électroneutralité donne h = C + [OH−], donc h² − Ch − Kw = 0 et h = (C + √(C² + 4Kw))/2.

Pour un acide faible, si x est petit devant C, x ≈ √(Ka C), d’où pH ≈ 1/2(pKa − log C) ; diluer augmente généralement la fraction dissociée mais diminue [H₃O⁺].

Pour une base faible B, [OH−] ≈ √(Kb C) ; un sel n’est pas nécessairement neutre car A− hydrolyse l’eau et BH+ peut acidifier le milieu.

La relation [A−]/[HA] ≈ 10^{pH − pKa} indique la forme majoritaire ; à pH = pKa, les formes sont égales, pas absentes.

Pour HA + B ⇌ A− + BH+, la constante est approximativement 10^[pKa(BH+) − pKa(HA)] ; la réaction favorise le couple avec acide et base plus faibles.

01-02 · partie 2Tampons, polyacides et dosages

Un tampon contient des quantités appréciables d’un acide faible HA et de sa base A− ; un ajout modéré d’acide consomme A− et un ajout de base consomme HA.

Dans les conditions d’idéalité usuelles, pH = pKa + log([A−]/[HA]) ; pour un même volume final, le rapport des concentrations peut être remplacé par le rapport des quantités.

Le pouvoir tampon dépend de la quantité disponible, pas uniquement du rapport ; deux solutions de même pH peuvent avoir des résistances très différentes.

Après un ajout, la stœchiométrie d’abord : 10 mmol HA et 20 mmol A− avec 2 mmol d’acide fort donnent 12 mmol HA et 18 mmol A−.

Une dilution idéale conserve approximativement le rapport HA/A− et donc le pH, mais elle réduit la capacité tampon.

Dosage acide faible par base forte : avant l’équivalence la solution se comporte comme un tampon, à demi-équivalence pH ≈ pKa, à l’équivalence A− est une base faible.

À l’équivalence d’un dosage acide faible/base forte, la solution n’est pas neutre ; on calcule l’hydrolyse de A− avec Kb = Kw/Ka.

Un diacide H2A perd ses protons successivement avec Ka1 puis Ka2 ; en général Ka1 > Ka2, et si les pKa sont séparés, H2A, HA− puis A2− prédominent.

Deux protons titrables ne donnent pas toujours deux sauts distincts : des pKa proches, des concentrations faibles ou des limites instrumentales peuvent fusionner les transitions.

Pour un acide aminé, le point isoélectrique est le pH de charge nette moyenne nulle ; il se calcule avec les deux pKa encadrant la forme de charge nulle.

01-02 · partie 3Oxydoréduction et électrochimie

Un oxydant capte des électrons et se réduit ; un réducteur cède des électrons et s’oxyde.

Le nombre d’oxydation est une attribution formelle ; l’oxygène vaut souvent −II sauf peroxydes, l’hydrogène souvent +I sauf hydrures métalliques.

En milieu acide, équilibrer les atomes autres que H et O, puis O avec H₂O, H avec H+, charges avec électrons.

Multiplier une demi-équation ne multiplie pas son potentiel : le potentiel est une grandeur intensive.

Dans une pile débitante, la réduction se produit à la cathode et l’oxydation à l’anode ; à l’électrolyse usuelle, anode positive et cathode négative.

La tension thermodynamique est E_cell = E_cathode − E_anode, et Δ_rG = −n F E_cell avec F ≈ 96485 C/mol.

Pour Zn2+/Zn à −0,76 V et Cu2+/Cu à +0,34 V, Cu2+ se réduit, Zn s’oxyde, E°_cell = 1,10 V ; bilan Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu.

Nernst : E = E° − (RT/nF) ln(a_Red/a_Ox) ; à 25 °C, E = E° − (0,05916/n) log Q ; si H+ intervient, le potentiel dépend du pH.

ln K = n F E°_cell/(RT) ; un grand K décrit une forte préférence thermodynamique mais ne dispense pas d’examiner les barrières cinétiques.

Loi de Faraday : n_e = Q/F ; Q = It ; 0,100 A pendant 965 s fournit 96,5 C, soit environ 1,00 mmol d’électrons.

01-02 · partie 4Solubilité, osmose et mesures optiques

Pour AB(s) ⇌ A+ + B−, Ks = a_A+ a_B− ; dans l’eau pure idéale, si la solubilité molaire vaut s, Ks ≈ s².

Pour AB2(s) ⇌ A2+ + 2 B−, [A2+] = s et [B−] = 2s, donc Ks ≈ 4s³ ; employer s = √Ks oublierait la stœchiométrie.

Pour AB dans une solution contenant déjà B− à concentration C très supérieure à s, Ks ≈ sC, donc s ≈ Ks/C ; cette approximation doit être contrôlée.

Le quotient ionique Qs se calcule après mélange avant précipitation ; Qs > Ks favorise la précipitation, Qs < Ks est sous-saturée, une nucléation lente peut retarder le solide visible.

La concentration totale en métal additionne métal libre et complexes ; Ks concerne l’activité de l’espèce libre, pas le métal total.

Le pH agit sur les ions capables de capter un proton : si l’anion d’un solide est protoné en milieu acide, sa concentration libre diminue et la dissolution peut être favorisée.

L’osmolarité compte les particules osmotiquement actives par litre de solution ; NaCl à 0,10 mol/L produit environ 0,20 osmol/L, le glucose non dissocié 0,10 osmol/L.

La pression osmotique idéale π = i cRT ; à 310 K, 0,300 osmol/L = 300 osmol/m3, π ≈ 7,73 × 10⁵ Pa ; la conversion litre-mètre cube est indispensable.

La tonicité décrit l’effet durable sur le volume cellulaire ; elle dépend des solutés peu perméants et une solution iso-osmolaire peut être hypotonique.

Beer-Lambert A = εlc, où ε dépend de l’espèce, de la longueur d’onde et du milieu ; A = 1 donne T = 0,10, A = 2 donne 1 %.

Sors ton poly. On commence par lequel ?

3 cours gratuits en aperçu
Ossik Libre : 9,90 € par mois
Satisfait ou remboursé 30 jours

Les conditions

Sourcé page par page