Concepts fondamentaux

Structure atomique§

• Atome : Noyau (protons + neutrons) + électrons
• Numéro atomique (Z) : Nombre de protons
• Masse atomique (A) : Protons + neutrons
• Isotopes : Même Z, A différent

Tableau périodique§

Organisation des éléments par propriétés

Groupes (colonnes) :

• Groupe 1 : Alcalins (Li, Na, K…)
• Groupe 2 : Alcalino-terreux (Mg, Ca…)
• Groupe 17 : Halogènes (F, Cl, Br, I)
• Groupe 18 : Gaz nobles (He, Ne, Ar…)

Périodes (lignes) : Couches électroniques

Métaux vs Non-métaux vs Métalloïdes

Liaisons chimiques§

Liaison covalente : Partage d’électrons

• Simple, double, triple
• Polaire ou apolaire

Liaison ionique : Transfert d’électrons

• Cation + anion
• Cristaux ioniques (NaCl)

Liaison métallique : Mer d’électrons délocalisés

Liaisons faibles :

• Liaison hydrogène (H₂O, ADN)
• Forces de Van der Waals
• Interactions dipôle-dipôle

États de la matière§

flowchart LR
    S["Solide\nForme + Volume fixes"]
    L["Liquide\nVolume fixe\nForme variable"]
    G["Gaz\nNi forme ni volume"]
    P["Plasma\nGaz ionisé"]

    S -->|"Fusion"| L
    L -->|"Solidification"| S
    L -->|"Vaporisation / Ébullition"| G
    G -->|"Condensation / Liquéfaction"| L
    S -->|"Sublimation"| G
    G -->|"Déposition"| S
    G -->|"Ionisation (T très élevée)"| P
    P -->|"Recombinaison"| G

• Solide : Forme et volume définis
• Liquide : Volume défini, forme variable
• Gaz : Ni forme ni volume définis
• Plasma : Gaz ionisé

Réactions chimiques§

Équation chimique :

Réactifs → Produits

Types de réactions :

• Synthèse : A + B → AB
• Décomposition : AB → A + B
• Substitution : AB + C → AC + B
• Double déplacement : AB + CD → AD + CB
• Combustion : CₓHᵧ + O₂ → CO₂ + H₂O

Loi de conservation de la masse (Lavoisier) : “Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme”

Stœchiométrie§

Calculs quantitatifs des réactions

Mole (mol) : 6,022 × 10²³ entités (nombre d’Avogadro)

Masse molaire : Masse d’une mole (g/mol)

Calculs :

n = m / M
n = C × V

Thermochimie§

Énergie des réactions

Réaction exothermique : Dégage de la chaleur (ΔH < 0)

• Combustion

Réaction endothermique : Absorbe de la chaleur (ΔH > 0)

• Photosynthèse

Enthalpie de formation : Énergie pour former 1 mol à partir des éléments

Cinétique chimique§

Vitesse des réactions

Facteurs :

• Concentration
• Température
• Catalyseur
• Surface de contact

Loi de vitesse :

v = k [A]ᵐ [B]ⁿ

Énergie d’activation (Ea) : Énergie minimale pour réagir

Catalyseur : Diminue Ea, accélère la réaction

Équilibre chimique§

Réaction réversible :

A + B ⇌ C + D

Constante d’équilibre (K) :

K = [C][D] / [A][B]

Principe de Le Chatelier :

• Système à l’équilibre perturbé → déplacement pour contrer

Acides et bases§

Théorie de Brønsted-Lowry :

• Acide : Donneur de proton (H⁺)
• Base : Accepteur de proton

pH :

pH = -log[H⁺]

• pH < 7 : Acide
• pH = 7 : Neutre
• pH > 7 : Basique

Acides forts : HCl, H₂SO₄, HNO₃ Bases fortes : NaOH, KOH

Tampon : Résiste aux variations de pH

Oxydoréduction§

Transfert d’électrons

flowchart LR
    Red["Réducteur\n(perd des e⁻)"]
    Ox["Oxydant\n(gagne des e⁻)"]
    Red -->|"Oxydation : perte e⁻"| Ox
    Ox -->|"Réduction : gain e⁻"| Red

Oxydation : Perte d’électrons Réduction : Gain d’électrons

Nombre d’oxydation : Charge apparente

Demi-réactions :

Oxydation : Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
Réduction : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

Applications :

• Piles et batteries
• Électrolyse
• Corrosion