General chemistry for SV (CH-100)

General chemistry for SV (CH-100), cours de première année en Sciences du vivant à l’EPFL, donné par Aleksandar Antanasijevic, Camille Goemans, Arne Seitz (6 crédits). Sur BA1 Planner : 14 fiches de révision et 70 flashcards.

Programme, semaine par semaine

Atomistique

1.1 Structure de l'atome et isotopes · 1.2 Modèle quantique et nombres quantiques · 1.3 Configuration électronique · 1.4 Périodicité et propriétés atomiques

La liaison chimique

2.1 Liaison ionique et liaison covalente · 2.2 Structures de Lewis · 2.3 Géométrie moléculaire (VSEPR) · 2.4 Électronégativité et polarité

Quantités chimiques et stœchiométrie

3.1 Mole et nombre d'Avogadro · 3.2 Masse molaire et concentration · 3.3 Équations bilan et stœchiométrie · 3.4 Réactif limitant et rendement

Thermodynamique I : enthalpie

4.1 Système, état et fonctions d'état · 4.2 Premier principe et travail · 4.3 Enthalpie de réaction · 4.4 Loi de Hess et enthalpies de formation

Thermodynamique II : entropie et enthalpie libre

5.1 Second principe et entropie · 5.2 Enthalpie libre de Gibbs · 5.3 Critère de spontanéité · 5.4 Influence de la température

Équilibre chimique

6.1 Équilibre dynamique et constante K · 6.2 Quotient réactionnel Q et sens d'évolution · 6.3 Principe de Le Chatelier · 6.4 Relation entre ΔG° et K

Cinétique chimique

7.1 Vitesse de réaction et loi de vitesse · 7.2 Ordre de réaction et temps de demi-vie · 7.3 Énergie d'activation et loi d'Arrhenius · 7.4 Mécanismes réactionnels et catalyse

Acides et bases I

8.1 Définitions de Brønsted et de Lewis · 8.2 Autoprotolyse de l'eau et pH · 8.3 Acides et bases forts · 8.4 Acides et bases faibles, Ka et pKa

Acides et bases II : tampons et titrages

9.1 Solutions tampons · 9.2 Équation de Henderson-Hasselbalch · 9.3 Titrages acide-base · 9.4 Indicateurs et point d'équivalence

S10

Électrochimie

10.1 Réactions d'oxydoréduction et nombres d'oxydation · 10.2 Piles électrochimiques · 10.3 Potentiels standard et f.é.m. · 10.4 Équation de Nernst et lien avec ΔG

S11

Orbitales moléculaires

11.1 Combinaison linéaire d'orbitales atomiques · 11.2 Orbitales liantes et antiliantes · 11.3 Diagrammes d'orbitales moléculaires · 11.4 Ordre de liaison et propriétés magnétiques

S12

Forces intermoléculaires

12.1 Forces de dispersion de London · 12.2 Interactions dipôle-dipôle · 12.3 Liaison hydrogène · 12.4 Conséquences sur les propriétés physiques

S13

Propriétés des solutions

13.1 Dissolution et solubilité · 13.2 Unités de concentration · 13.3 Propriétés colligatives · 13.4 Pression osmotique

S14

Synthèse et préparation à l'examen

14.1 Liens thermodynamique — équilibre — électrochimie · 14.2 Structure et propriétés : du microscopique au macroscopique · 14.3 Méthodes de résolution type examen · 14.4 Erreurs fréquentes et unités

Fiche de révision : semaine 1

L’essentiel

L'atome est constitué d'un noyau (protons $Z$ + neutrons $N$) et d'électrons. Le **numéro atomique** $Z$ définit l'élément ; les **isotopes** diffèrent par $N$.
Le modèle quantique décrit l'électron par une **orbitale** — une région de probabilité de présence, pas une trajectoire.
Quatre nombres quantiques : $n$ (couche, énergie), $\ell$ (forme : s, p, d, f), $m_\ell$ (orientation), $m_s$ (spin, $\pm\frac12$).
**Principe de Pauli** : deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir les quatre mêmes nombres quantiques → 2 électrons maximum par orbitale.
**Règle de Hund** : dans des orbitales de même énergie, les électrons se placent d'abord seuls, avec des spins parallèles.
Remplissage par énergie croissante (règle de Klechkowski) : $4s$ se remplit **avant** $3d$.

Formules

$A = Z + N$ (nombre de masse)
Capacité d'une sous-couche : $2(2\ell+1)$ électrons
s : 2 e⁻ · p : 6 e⁻ · d : 10 e⁻ · f : 14 e⁻
Ordre : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p…

À savoir

Le rayon atomique diminue le long d'une période et augmente en descendant un groupe.
L'énergie d'ionisation suit la tendance inverse du rayon.
Cr et Cu font exception à Klechkowski (sous-couche d demi-remplie ou pleine, plus stable).

Erreurs classiques

Remplir 3d avant 4s.
Oublier la règle de Hund et apparier les électrons trop tôt.
Confondre numéro atomique $Z$ et nombre de masse $A$.
Confondre isotopes (même $Z$, $N$ différent) et ions (nombre d'électrons différent).

Quelques flashcards

Que définit le numéro atomique $Z$ ?

L'élément chimique — c'est le nombre de protons.

Que dit le principe d'exclusion de Pauli ?

Deux électrons d'un atome ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques.

Que dit la règle de Hund ?

Dans des orbitales dégénérées, les électrons se placent seuls d'abord, spins parallèles.

Pourquoi $\mathrm{CO_2}$ est-il apolaire malgré ses liaisons polaires ?

Sa géométrie linéaire fait que les deux moments dipolaires se compensent exactement.

Géométrie de $\mathrm{NH_3}$ et pourquoi ?

Pyramide trigonale : 4 doublets dont un libre, qui repousse plus fort.

Comment calcule-t-on une charge formelle ?

e⁻ de valence − doublets libres − ½(électrons liants).

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