Chimie A-Level

Tout est fait d'atomes 原子. Un atome est principalement de l'espace vide. Au centre se trouve un noyau minuscule et lourd nucleus 原子核. Le noyau contient deux types de particules : des protons 质子 et des neutrons 中子. Autour du noyau, dans l'espace vide, se déplacent les électrons 电子. Les électrons restent dans des coquilles 壳层 – des couches situées à des distances fixes du noyau.

Le noyau est très petit mais contient presque toute la masse. Les électrons occupent presque tout l'espace mais ont presque aucune masse.

Charge relative et masse relative

Nous comparons les trois particules en utilisant la charge relative 相对电荷 et la masse relative 相对质量. Ce sont des nombres simples, pas de vraies unités.

Un proton et un neutron ont presque la même masse. Un électron est environ 1836 fois plus léger. Le proton est positif, l'électron est négatif, et le neutron n'a aucune charge — il est neutre 中性.

Numéro atomique et nombre de nucléons

Deux nombres décrivent le noyau :

• le numéro atomique 质子数 (aussi appelé numéro atomique 原子序数), symbole $Z$ — le nombre de protons.
• le nombre de nucléons 核子数 (aussi appelé nombre de masse 质量数), symbole $A$ — le nombre total de protons et de neutrons. Les protons et les neutrons sont tous deux des nucléons 核子.

Donc le nombre de neutrons est $A - Z$.

Compter les particules dans un atome ou un ion

Pour un atome neutre, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons, ce qui équivaut à $Z$.

Un ion 离子 est un atome qui a perdu ou gagné des électrons, donc il possède une charge :

• un ion positif a moins d'électrons que de protons.
• un ion négatif a plus d'électrons que de protons.

Exemple : $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ a $13$ protons, $27 - 13 = 14$ neutrons et $13 - 3 = 10$ électrons (il a perdu 3 électrons pour devenir $3+$).

Répartition de la masse et de la charge

Presque toute la masse est concentrée dans le noyau, car les protons et les neutrons sont lourds et les électrons sont très légers. Toute la charge positive est dans le noyau (les protons). La charge négative est répartie sur les couches (les électrons).

Faisceaux de particules dans un champ électrique

Imaginez des faisceaux de protons, de neutrons et d'électrons se déplaçant à la même vitesse vers un champ électrique 电场 entre deux plaques chargées :

• le faisceau de protons se courbe vers la plaque négative (les protons sont positifs).
• le faisceau d'électrons se courbe dans l'autre sens, vers la plaque positive. Il se courbe beaucoup plus, car l'électron est bien plus léger — une même force provoque une plus grande déflexion 偏转 pour une masse plus petite.
• le faisceau de neutrons passe tout droit. Il n'a aucune charge, donc le champ ne lui exerce aucune force.

Rayon atomique et rayon ionique

Le rayon atomique 原子半径 est la taille d'un atome. Le rayon ionique 离子半径 est la taille d'un ion.

À travers une période 周期 (de gauche à droite), le rayon atomique diminue. La charge nucléaire 核电荷 (l'attraction des protons) augmente, mais les électrons entrent dans la même couche externe, donc le blindage 屏蔽 par les couches internes reste à peu près constant. L'attraction plus forte attire la couche externe vers l'intérieur.

En descendant un groupe 族 (de haut en bas), le rayon atomique augmente. Chaque étape descendante ajoute une nouvelle couche, donc les électrons externes sont plus éloignés et ressentent plus de blindage du noyau.

Pour les ions :

• un ion positif (cation 阳离子) est plus petit que son atome. Il a perdu sa couche externe, et les électrons restants ressentent une attraction plus forte chacun.
• un ion négatif (anion 阴离子) est plus grand que son atome. Il a gagné des électrons, donc il y a plus de répulsion 排斥 entre les électrons.
• parmi les ions ayant le même nombre d'électrons, celui qui a le plus de protons est le plus petit.

Les isotopes 同位素 sont des atomes du même élément ayant le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons. Ainsi, les isotopes ont le même numéro atomique $Z$ mais un nombre de nucléons différent $A$.

Nous écrivons un isotope comme $^{A}_{Z}\text{X}$ : le nombre de nucléons $A$ en haut, le numéro atomique $Z$ en bas. Par exemple, le chlore a deux isotopes principaux, $^{35}_{17}\text{Cl}$ et $^{37}_{17}\text{Cl}$.

Propriétés chimiques identiques

Les propriétés chimiques 化学性质 dépendent des électrons, surtout des électrons externes. Les isotopes d'un même élément ont le même nombre d'électrons disposés de la même manière. Ils réagissent donc exactement de la même façon — ils ont les mêmes propriétés chimiques.

Propriétés physiques différentes

Certaines propriétés physiques 物理性质 dépendent de la masse, donc elles diffèrent entre isotopes. Un isotope plus lourd a plus de neutrons, donc plus de masse, et par conséquent une densité 密度 plus élevée. (Le programme limite cette différence à la masse et à la densité.)

Les électrons sont organisés dans des couches, des sous-couches et des orbitales.

Couches et nombre quantique principal

Chaque couche est étiquetée par le nombre quantique principal 主量子数 $n = 1, 2, 3, \dots$. Un $n$ plus grand signifie une couche plus éloignée du noyau et d'une énergie plus élevée.

Sous-couches et orbitales

Chaque couche est divisée en sous-couches 亚层, nommées s, p et d. Chaque sous-couche est constituée d'orbitales 轨道. Une orbite est une petite région pouvant contenir jusqu'à deux électrons.

Ainsi, une sous-couche s contient 2 électrons, une sous-couche p contient 6, et une sous-couche d contient 10.

Ordre d'énergie croissante

Les électrons remplissent d'abord la sous-couche de plus basse énergie. Pour les trois premières couches, ainsi que 4s et 4p, l'ordre d'énergie croissante est :

Remarquez la surprise : 4s est légèrement plus bas en énergie que 3d, donc 4s se remplit en premier.

Configuration électronique

La configuration électronique 电子排bud liste le nombre d'électrons dans chaque sous-couche. L'arrangement de plus basse énergie est l'état fondamental 基态.

Pour le fer (Fe, $Z = 26$) :

Vous pouvez écrire une forme abrégée en utilisant le gaz noble 稀有气体 le plus proche entre crochets :

Ici $[\text{Ar}]$ représente la configuration complète de l'argon.

Pour les ions, vous ajoutez ou retirez des électrons. Une règle importante : lorsqu'un métal de transition forme un ion positif, il perd ses électrons 4s avant ses électrons 3d. Donc $\text{Fe}^{3+}$ devient $[\text{Ar}]\,3\text{d}^5$.

Électrons dans des boîtes

La notation électrons dans des boîtes tire chaque orbite comme une boîte et chaque électron comme une flèche. Deux électrons dans la même orbite doivent pointer dans des sens opposés, car chaque électron possède une propriété appelée spin 自旋, et une orbite partagée nécessite des spins opposés.

Au sein d'une sous-couche, les électrons remplissent les orbitales vides une à une, avec des flèches parallèles, avant qu'une orbite n'ait un deuxième électron. Se disperser ainsi garde les électrons éloignés et réduit la répulsion entre eux.

Pourquoi la configuration prend cette forme

Les électrons se remplissent de basse énergie vers haute énergie car cela donne l'atome le plus stable (plus basse énergie). Au sein d'une sous-couche, ils se dispersent d'abord individuellement pour réduire la répulsion entre les électrons négatifs.

Formes des orbitales s et p

• une orbite s est une sphère 球形 centrée sur le noyau.
• une orbite p a deux lobes, comme une haltère, pointant le long d'un axe. Les trois orbitales p pointent selon trois directions perpendiculaires (les axes $x$, $y$ et $z$).

Radicaux libres

Un radical libre 自由基 est une espèce possédant un ou plusieurs électrons non appariés 未成对电子. Les radicaux libres sont très réactifs.

Première énergie d'ionisation

La première énergie d'ionisation 第一电离能 (IE) est l'énergie nécessaire pour retirer un électron de chaque atome d'une mole d'atomes gazeux, formant une mole d'ions gazeux $+1$.

Nous utilisons des atomes gazeux pour éviter toute force entre les particules. L'unité est $\text{kJ mol}^{-1}$. En tant qu'équation, pour un élément X :

Le $(\text{g})$ indique que l'espèce est gazeuse.

Énergies d'ionisation successives

Après avoir retiré un électron, on peut en retirer un autre. La deuxième énergie d'ionisation retire un électron de chaque ion $+1$ :

On peut continuer. Ce sont les énergies d'ionisation successives 逐级电离能. Chacune est plus grande que la précédente, car chaque électron est arraché à un ion de plus en plus positif.

Sur quoi dépend l'énergie d'ionisation

L'énergie d'ionisation provient de l'attraction entre le noyau positif et l'électron externe. Trois facteurs principaux déterminent l'intensité de cette attraction :

• charge nucléaire : plus il y a de protons, plus ils attirent les électrons fortement, donc l'énergie d'ionisation est plus élevée.
• rayon atomique : plus l'électron externe est éloigné du noyau, plus l'attraction est faible, donc l'énergie d'ionisation est plus basse.
• effet d'écran : les couches internes bloquent une partie de l'attraction sur l'électron externe. Plus il y a de couches internes, plus l'effet d'écran est important et l'énergie d'ionisation est basse.

Il existe aussi un effet moindre — la répulsion des paires de spin 自旋成对排斥. Lorsque deux électrons partagent une même orbitale, ils se repoussent légèrement, ce qui rend l'un d'eux plus facile à retirer.

Tendances de l'énergie d'ionisation première

Le long d'une période, l'énergie d'ionisation première augmente généralement. La charge nucléaire croît tandis que l'effet d'écran reste peu variable, donc les électrons externes sont retenus plus fermement.

Au sein d'un groupe, l'énergie d'ionisation première diminue. Les éléments situés plus bas ont plus de couches, donc un effet d'écran plus important et un rayon plus grand, et l'électron externe est plus facile à retirer.

Les creux constituent une preuve pour les sous-couches

La hausse le long d'une période n'est pas régulière. Deux petits creux apparaissent, et vous devez pouvoir expliquer chacun d'eux :

• Groupe 2 vers Groupe 13 (par exemple Mg vers Al) : l'électron retiré de Al provient d'une sous-couche 3p, qui est plus énergétique que la sous-couche 3s complète dans Mg. Un électron 3p est plus facile à retirer, donc la valeur chute.
• Groupe 15 vers Groupe 16 (par exemple P vers S) : dans S, une orbitale 3p contient maintenant une paire d'électrons. La répulsion des paires de spin rend l'un d'eux plus facile à retirer, donc la valeur chute.

Ces creux constituent une preuve que les sous-couches existent.

Les énergies d'ionisation successives constituent une preuve pour les couches

Si vous tracez les énergies d'ionisation successives d'un élément, les valeurs augmentent avec des sauts importants à certains moments. Un saut important survient lorsque l'électron suivant doit provenir d'une couche plus proche du noyau.

Comptez combien d'électrons sont retirés facilement avant le premier grand saut — c'est le nombre d'électrons dans la couche externe, ce qui indique le groupe auquel appartient l'élément. Vous pouvez également utiliser le motif pour déterminer la configuration électronique et la position de l'élément dans le Tableau Périodique.

Exemple résolu. Les cinq premières énergies d'ionisation successives d'un élément sont $590$, $1150$, $4940$, $6480$ et $8120\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. Dans quel groupe se trouve-t-il ? Cherchez le grand saut, pas le plus grand nombre. De la 1re à la 2e, la valeur double environ, ce qui est une augmentation normale. De la 2e ($1150$) à la 3e ($4940$), elle quadruple plus que cela : c'est le saut. Donc deux électrons se détachent facilement avant cela, la couche externe contient 2 électrons, et l'élément est dans le Groupe 2. Comptez les électrons retirés avant le saut, et expliquez correctement le saut : le prochain électron est tiré d'une couche plus proche du noyau, pas d'un élément différent.

• Définissez les isotopes en entier : atomes du même élément ayant le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons — le barème exige les deux parties.
• 4s se remplit avant 3d, mais les électrons sont retirés de 4s en premier lors de la formation des ions, donc $\text{Fe}^{3+}$ est $[\text{Ar}]3\text{d}^5$ (pas $[\text{Ar}]3\text{d}^3 4\text{s}^2$).
• Dans les énergies d'ionisation successives, un grand saut marque le début d'une nouvelle (couche interne) — utilisez les sauts pour placer l'élément dans son groupe.
• Expliquez chaque tendance d'énergie d'ionisation avec les trois mêmes facteurs : charge nucléaire, distance et effet d'écran, plus les effets des sous-couches pour les petits creux.
• Apprenez la raison exacte pour laquelle l'énergie d'ionisation première de l'oxygène est inférieure à celle de l'azote : les électrons appariés 2p de l'oxygène se repoussent, donc l'un est plus facile à retirer.

Les atomes 原子 sont trop légers pour être pesés en grammes, nous comparons donc chaque masse à une norme unique. Cette norme est l'unité de masse atomique unifiée 统一原子质量单位 (symbole u), définie comme étant exactement un douzième de la masse d'un atome de carbone-12.

En utilisant cette unité, nous exprimons les masses par de simples nombres :

• la masse atomique relative 相对原子质量 $A_r$ d'un élément est la masse moyenne de ses atomes comparée à $\tfrac{1}{12}$ d'un atome de carbone-12. C'est une moyenne sur tous les isotopes 同位素, pondérée selon leur abondance.
• la masse isotopique relative 相对同位素质量 est la masse d'un atome d'un isotope unique, comparée à $\tfrac{1}{12}$ d'un atome de carbone-12.
• la masse moléculaire relative 相对分子质量 $M_r$ d'une molécule 分子 est la somme des masses atomiques relatives de tous ses atomes.
• la masse formule relative 相对式量 est la même idée pour une substance qui n'est pas constituée de molécules (comme un composé ionique). Additionnez les masses atomiques relatives indiquées dans la formule.

Pour trouver $A_r$ à partir de données isotopiques, multipliez la masse de chaque isotope par son pourcentage, additionnez ces résultats, puis divisez par 100.

Exemple résolu. Le chlore est composé de $75\%$ ${}^{35}\text{Cl}$ et de $25\%$ ${}^{37}\text{Cl}$. Trouvez sa masse atomique relative.

Exemple résolu. Un spectromètre de masse montre que le cuivre est $69.2\%$ ${}^{63}\text{Cu}$ et $30.8\%$ ${}^{65}\text{Cu}$. Trouvez sa masse atomique relative.

Les chimistes comptent les particules par groupes appelés moles, tout comme nous comptons les œufs par douzaines.

Un mole 摩尔 (symbole mol) est la quantité de matière contenant le même nombre de particules qu'il y a d'atomes dans exactement 12 g de carbone-12. Ce nombre est la constante d'Avogadro 阿伏伽德罗常量 :

Ainsi, un mole de quoi que ce soit contient $6.02 \times 10^{23}$ particules. Les particules peuvent être des atomes, des molécules ou des ions 离子 — précisez toujours lesquels.

La masse d'un mole en grammes égale la masse relative ($A_r$ ou $M_r$). C'est la masse molaire 摩尔质量, avec les unités $\text{g mol}^{-1}$. L'équation clé est :

où $n$ est la quantité en moles, $m$ est la masse en grammes, et $M$ est la masse molaire.

Exemple résolu. Combien de moles y a-t-il dans $8.0\ \text{g}$ de méthane, $\text{CH}_4$ ? ($A_r$ : C $= 12$, H $= 1$.)

La masse molaire est $M = 12 + 4(1) = 16\ \text{g mol}^{-1}$, donc

Un composé 化合物 est une substance constituée de deux éléments ou plus liés chimiquement.

Charges et formules des composés ioniques

Dans un composé ionique 离子化合物, la charge totale positive équilibre la charge totale négative, donc le composé est globalement neutre.

Vous pouvez prédire la charge de nombreux ions à partir de la position de l'élément dans le Tableau Périodique :

L'hydrogène forme $\text{H}^+$, et les gaz nobles du Groupe 18 ne forment normalement pas d'ions.

Certains ions que vous devez connaître par nom et formule :

Pour un métal pouvant avoir plusieurs charges, un chiffre romain indique le nombre d'oxydation 氧化数. Par exemple, le fer(II) est $\text{Fe}^{2+}$ et le fer(III) est $\text{Fe}^{3+}$. Pour écrire une formule, équilibrez les charges : l'oxyde de fer(III) est $\text{Fe}_2\text{O}_3$, car deux $\text{Fe}^{3+}$ équilibrent trois $\text{O}^{2-}$.

Équations et symboles d'état

Une équation chimique doit être équilibrée 配平 — le même nombre de chaque type d'atome des deux côtés. Ajoutez des symboles d'état 状态符号 pour indiquer l'état de chaque espèce : (s) solide, (l) liquide, (g) gaz, et (aq) aqueux 水溶液 (dissous dans l'eau).

Une équation ionique 离子方程式 ne montre que les ions et molécules qui changent réellement. Les ions qui ne changent pas sont des ions spectateurs 旁观离子, et vous les omettez. Par exemple, la réaction formant le chlorure d'argent est :

Formules empiriques et moléculaires

La formule empirique 实验式 est le rapport le plus simple de nombres entiers des atomes de chaque élément dans un composé. La formule moléculaire 分子式 indique le nombre réel d'atomes de chaque élément dans une molécule.

Par exemple, l'éthane a pour formule empirique $\text{CH}_3$ mais pour formule moléculaire $\text{C}_2\text{H}_6$.

Solides hydratés et anhydres

Certains solides retiennent de l'eau à l'intérieur de leurs cristaux. Cette eau est l'eau de cristallisation 结晶水. Un solide qui la contient est hydraté 水合 ; le même solide sans l'eau est anhydre 无水.

Par exemple, le sulfate de cuivre(II) hydraté est $\text{CuSO}_4 \cdot 5\text{H}_2\text{O}$. En le chauffant, l'eau s'évapore pour laisser l'anhydre $\text{CuSO}_4$.

Calcul des formules empiriques et moléculaires

Pour trouver la formule empirique à partir de masses (ou de pourcentages massiques) :

1. divisez la masse de chaque élément par sa $A_r$ pour obtenir les moles.
2. divisez toutes les valeurs de quantité de matière par la plus petite.
3. arrondissez aux nombres entiers les plus proches — ce rapport correspond à la formule empirique.

Pour obtenir la formule moléculaire, vous avez aussi besoin $M_r$. Trouvez combien de fois la masse de la formule empirique rentre dans $M_r$, puis multipliez la formule par ce nombre.

Exemple résolu. Un composé est $40.0\%$ carbone, $6.7\%$ hydrogène et $53.3\%$ oxygène en masse. Trouvez sa formule empirique. ($A_r$ : C $= 12$, H $= 1$, O $= 16$.)

Prenez $100\ \text{g}$ et divisez chaque masse par son $A_r$ pour obtenir les quantités de matière : C $= 40.0/12 = 3.33$, H $= 6.7/1 = 6.7$, O $= 53.3/16 = 3.33$. En divisant tout par le plus petit ($3.33$), on obtient un rapport C : H : O $= 1 : 2 : 1$, donc la formule empirique est $\text{CH}_2\text{O}$.

Masses réactives et rendement en pourcentage

Les nombres devant chaque espèce dans une équation équilibrée donnent le rapport molaire — c'est la stœchiométrie 化学计量. Pour trouver une masse réactive : convertissez la masse connue en quantité de matière, utilisez le rapport molaire pour trouver la quantité de matière souhaitée, puis reconvertissez en masse.

Exemple résolu. Quelle masse d'oxyde de magnésium se forme lorsque $4.8\ \text{g}$ de magnésium brûle complètement ? $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$ : Mg $= 24$, O $= 16$.)

Quantité de matière de Mg $= 4.8/24 = 0.20\ \text{mol}$. Le rapport Mg : MgO est $1 : 1$, donc $0.20\ \text{mol}$ de MgO se forme. Sa masse molaire est $24 + 16 = 40\ \text{g mol}^{-1}$, donc

Dans les réactions réelles, vous obtenez généralement moins de produit que le maximum. Le rendement en pourcentage 产率 compare la quantité réellement produite avec celle qui aurait pu être produite au maximum :

Réactif limitant et excès

Lorsque deux réactifs sont mélangés, l'un s'épuise généralement le premier. Le réactif limitant 限量试剂 est celui qui s'épuise — il détermine la quantité de produit formé. L'autre est le réactif en excès 过量试剂, car il y en a plus qu'il n'en faut. Bases toujours le calcul sur le réactif limitant.

Pour le trouver : calculez la quantité de matière de chaque réactif, divisez chaque valeur par son nombre dans l'équation, et le résultat le plus petit correspond au réactif limitant.

Volumes gazeux

À température et pression égales, des volumes égaux de tous les gaz contiennent un nombre égal de molécules. À température et pression ambiantes (r.t.p.), une mole de tout gaz occupe $24.0\ \text{dm}^3$, donc :

Ceci est utilisé lors de la combustion des hydrocarbures 碳氢化合物 (composés de carbone et d'hydrogène uniquement), où l'on compare les volumes gazeux.

Volumes et concentrations de solutions

La concentration 浓度 d'une solution est la quantité de soluté 溶质 dans chaque décimètre cube de solution 溶液, mesurée en $\text{mol dm}^{-3}$ :

où $c$ est la concentration et $V$ est le volume en $\text{dm}^3$. Rappelez-vous que $1000\ \text{cm}^3 = 1\ \text{dm}^3$.

Exemple résolu. Dans une titration, $25.0\ \text{cm}^3$ de solution d'hydroxyde de sodium sont exactement neutralisés par $20.0\ \text{cm}^3$ de $0.100\ \text{mol dm}^{-3}$ acide chlorhydrique : $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. Trouvez la concentration de l'hydroxyde de sodium.

Quantité de matière de HCl $= cV = 0.100 \times \dfrac{20.0}{1000} = 2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$. Le rapport est $1 : 1$, donc il y a $2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ de NaOH dans $25.0\ \text{cm}^3$ :

C'est la base d'une titration 滴定, où vous trouvez une concentration inconnue en la faisant réagir avec une solution dont la concentration est déjà connue.

Chiffres significatifs

Donnez votre réponse avec un nombre raisonnable de chiffres significatifs 有效数字 — correspondant généralement aux données de l'énoncé. N'écrivez pas plus de chiffres que ne le permettent les données, et n'arrondissez pas trop tôt pour ne pas perdre en précision.

• Convertissez les volumes en $\text{dm}^3$ avant d'utiliser la concentration ($25.0\ \text{cm}^3 = 0.0250\ \text{dm}^3$) ; l'oubli de cette conversion $\div 1000$ est l'erreur de titration la plus fréquente.
• Utilisez les coefficients stœchiométriques comme rapport molaire entre les espèces — jamais les valeurs $M_r$.
• Formule empirique : divisez chaque masse/pourcentage par $A_r$, puis par le plus petit, puis réduisez aux nombres entiers ; utilisez $M_r$ pour atteindre la formule moléculaire.
• Pour les gaz à r.t.p., utilisez $\text{volume} = \text{moles} \times 24\ \text{dm}^3$ ; citez l'équation utilisée à chaque fois.
• Donnez la réponse avec le même nombre de chiffres significatifs que les données (généralement 3) et incluez toujours les unités.

L'électronégativité 电负性 est la capacité d'un atome à attirer les électrons 电子 d'une liaison vers lui-même.

Trois facteurs déterminent l'électronégativité d'un atome :

• charge nucléaire 核电荷 : plus de protons attirent plus fortement les électrons de liaison.
• rayon atomique 原子半径 : plus la liaison est proche du noyau, plus l'attraction est forte.
• blindage 屏蔽 par les couches internes et sous-couches : plus d'électrons internes affaiblissent l'attraction sur les électrons de liaison.

Ainsi, l'électronégativité augmente sur une période (charge nucléaire plus élevée, rayon plus petit) et diminue dans un groupe (rayon plus grand, blindage plus important). Le fluor est l'élément le plus électronégatif.

Vous pouvez utiliser la différence de valeur d'électronégativité de Pauling 鲍林电负性 pour prédire le type de liaison. Une grande différence donne une liaison ionique ; une faible différence donne une liaison covalente.

La liaison ionique 离子键 est l'attraction électrostatique 静电引力 entre des ions 离子 de charges opposées — des cations 阳 positifs et des anions 阴 négatifs.

Elle se forme lorsqu'un métal cède des électrons à un non-métal. De bons exemples sont le chlorure de sodium ($\text{NaCl}$), l'oxyde de magnésium ($\text{MgO}$) et le fluorure de calcium ($\text{CaF}_2$). Les ions s'empilent dans un réseau géant régulier lattice 晶格, maintenus par l'attraction dans toutes les directions.

La liaison métallique 金属键 est l'attraction électrostatique entre des ions métalliques positifs et une « mer » d'électrons délocalisés 离域电子.

Les électrons externes sont libres de circuler dans tout le métal. Cela explique pourquoi les métaux conduisent l'électricité et sont solides.

La liaison covalente 共价键 est l'attraction électrostatique entre les noyaux de deux atomes et une paire d'électrons partagée.

Les simples molécules à liaisons covalentes comprennent $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ et $\text{C}_2\text{H}_4$. Une double liaison partage deux paires ; une triple liaison (comme dans $\text{N}_2$) partage trois paires.

Les atomes de la période 3 et suivantes peuvent étendre l'octet 扩展八隅体 — avoir plus de huit électrons dans leur couche externe. Exemples : $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ et $\text{SF}_6$.

Une liaison coordonnée 配位键 (aussi appelée liaison covalente dative) est une liaison covalente où les deux électrons partagés proviennent du même atome. Par exemple, lorsque l'ammoniac et le chlorure d'hydrogène gazeux se rencontrent, la paire libre sur l'azote forme une liaison coordonnée vers $\text{H}^+$, créant l'ion ammonium $\text{NH}_4^+$. Les liaisons coordonnées relient également les deux moitiés de la molécule $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.

Liaisons sigma et pi

Les liaisons covalentes se forment lorsque des orbitales 轨道 se recouvrent :

• une liaison sigma σ键 se forme par le recouvrement direct, tête-bêche, des orbitales entre les deux atomes.
• une liaison pi π键 se forme par le recouvrement latéral de deux orbitales p, au-dessus et en dessous de la liaison sigma.

Une liaison simple est une liaison sigma. Une double liaison (comme dans $\text{C}_2\text{H}_4$) est une liaison sigma plus une liaison pi. Une triple liaison (comme dans $\text{N}_2$ et $\text{HCN}$) est une liaison sigma plus deux liaisons pi.

Hybridation

Hybridation 杂化 mélange des orbitales de la même couche pour former de nouvelles orbitales égales servant à la liaison:

• $\text{sp}$ : deux orbitales égales, utilisées dans une molécule linéaire.
• $\text{sp}^2$ : trois orbitales égales, utilisées dans une molécule plane comme $\text{C}_2\text{H}_4$.
• $\text{sp}^3$ : quatre orbitales égales, utilisées dans $\text{CH}_4$.

Énergie et longueur de liaison

• énergie de liaison 键能 est l'énergie nécessaire pour rompre une mole d'une liaison covalente particulière à l'état gazeux.
• longueur de liaison 键长 est la distance entre les centres des deux atomes liés.

Une liaison plus courte est généralement plus forte (énergie de liaison plus élevée). Les liaisons triples sont plus courtes et plus fortes que les doubles, qui sont elles-mêmes plus courtes et plus fortes que les simples. Des liaisons plus fortes rendent une molécule moins réactive.

Pour déterminer une forme, utilisez la théorie VSEPR 价层电子对互斥理论 : les paires d'électrons autour de l'atome central s'écartent autant que possible, car les charges similaires se repoussent.

Une paire libre 孤对电子 (non liée) repousse plus fortement qu'une paire liante 成键电子对. Chaque paire libre réduit l'angle de liaison 键角 d'environ $2.5°$.

$\text{NH}_3$ possède une paire libre et $\text{H}_2\text{O}$ en possède deux, ce qui explique pourquoi leurs angles sont inférieurs à la $109.5°$ de $\text{CH}_4$. Vous pouvez prédire les formes de molécules et ions similaires de la même manière.

Exemple résolu. Prédisez la forme et l'angle de liaison de $\text{NH}_3$ et de $\text{H}_2\text{O}$. L'azote a 5 électrons de valence et forme 3 liaisons, laissant 3 paires liantes et 1 paire libre — soit quatre paires au total, partant donc de la géométrie tétraédrique $109.5°$. La paire libre repousse plus fortement et réduit l'angle d'environ $2.5°$, donnant une forme pyramidale d'environ $107°$. L'oxygène forme 2 liaisons et conserve 2 paires libres : toujours quatre paires, mais maintenant deux réductions, donc la forme est angulaire d'environ $104.5°$. Comptez toutes les paires pour fixer la géométrie de base, soustrayez $2.5°$ pour chaque paire libre, et nommez la forme à partir des atomes — $\text{NH}_3$ a quatre paires mais est pyramidale, pas tétraédrique.

Forces intermoléculaires 分子间作用力 sont les forces entre les molécules 分子. Elles sont beaucoup plus faibles que les liaisons ioniques, covalentes et métalliques à l'intérieur des substances.

Polarité de liaison et dipôles

Lorsque deux atomes de différente électronégativité partagent une liaison, les électrons se situent plus près de l'atome le plus électronégatif. La liaison acquiert alors une polarité 极性 : une extrémité est légèrement négative ($\delta-$) et l'autre légèrement positive ($\delta+$). Cette séparation de charge constitue un dipôle 偶极.

Si les dipôles d'une molécule ne s'annulent pas, la molécule entière possède un moment dipolaire 偶极矩 et est polaire. S'ils s'annulent par symétrie (comme dans $\text{CO}_2$), la molécule est apolaire.

Forces de Van der Waals

Forces de Van der Waals 范德华力 est le terme générique pour toutes les forces intermoléculaires. Il existe deux types principaux.

Le premier type est la force dipôle instantané–dipôle induit, aussi appelée force de dispersion de London 伦敦色散力. Le mouvement des électrons crée un dipôle instantané 瞬时偶极 brièvement, qui produit ensuite un dipôle induit 诱导偶相应 dans une molécule voisine. Ces forces agissent entre toutes les molécules et deviennent plus fortes lorsque le nombre d'électrons augmente.

Le second type est la force dipôle permanent–dipôle permanent. Elle agit entre des molécules toujours polaires, car chacune possède un dipôle permanent 永久偶极.

Liaison hydrogène

Liaison hydrogène 氢键 est un cas fort et spécial des forces dipôles permanents. Elle se forme lorsqu'un hydrogène est lié à un atome très électronégatif — azote, oxygène ou fluor — et est attiré vers une paire libre sur un atome N, O ou F d'une molécule voisine. Cherchez les groupes N–H et O–H, comme dans l'ammoniac et l'eau.

La liaison hydrogène explique le comportement étrange de l'eau :

• son point de fusion et son point d'ébullition 沸点 élevés, car de nombreuses liaisons hydrogène doivent être rompues.
• sa haute tension superficielle 表面张力.
• la glace est moins dense que l'eau liquide, car les liaisons hydrogène maintiennent les molécules dans une structure ouverte et étendue, faisant flotter la glace.

Un schéma point-croix 点叉图 représente les électrons de valence de chaque atome, utilisant des points pour un atome et des croix pour l'autre. Cela permet de voir clairement d'où provient chaque électron de liaison. On peut les dessiner pour les liaisons ioniques, covalentes et de coordination, y compris les molécules à octet étendu ou nombre impair d'électrons.

• Pour les formes, comptez les paires liantes et libres, nommez la forme, puis donnez l'angle de liaison exact (ex. : $\text{NH}_3$ : pyramidale, $107^\circ$) — chaque paire libre abaisse l'angle d'environ $2.5^\circ$.
• Une liaison dative (de coordination) a ses deux électrons provenant d'un seul atome (ex. : $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$) ; tracez la flèche depuis la paire libre.
• Nommez précisément la force intermoléculaire : une liaison hydrogène nécessite H lié à N, O ou F ; sinon c'est une force dipôle permanent ou dipôle induit (Van der Waals). Ne jamais appeler les forces de Van der Waals des "liens".
• Expliquez une propriété physique en précisant quelles forces sont rompues, et non seulement "forts liens".

Origine de la pression gazeuse

Les molécules de gaz se déplacent rapidement dans toutes les directions. Elles continuent de heurter – entrer en collision 碰撞 avec – les parois de leur contenant. Chaque impact exerce une petite poussée sur la paroi. La pression 压强 du gaz est le résultat global de ces multiples collisions sur les parois.

Gaz idéaux

Un gaz idéal 理想气体 est un modèle simplifié. Nous supposons deux choses :

• les particules elles-mêmes occupent un volume nul.
• il n'y a pas de forces intermoléculaires 分子间作用力 d'attraction entre les particules.

Un gaz réel 实际气体 suit ce modèle étroitement à basse pression et haute température. Il se comporte le moins comme un gaz idéal à haute pression et basse température, lorsque les particules sont comprimées ensemble et que les forces entre elles commencent à avoir de l'importance.

Équation des gaz parfaits

L'équation des gaz parfaits 理想气体方程 relie la pression, le volume, la quantité et la température :

où $p$ est la pression en Pa, $V$ est le volume en $\text{m}^3$, $n$ est la quantité en moles, $T$ est la température en kelvin 开尔文 (K), et $R$ est la constante des gaz 气体常量 ($8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$).

Toujours convertir les unités d'abord : °C en K (ajouter 273), et $\text{cm}^3$ ou $\text{dm}^3$ en $\text{m}^3$.

Exemple résolu. Trouvez le volume de $0.50\ \text{mol}$ d'un gaz idéal à $27\ ^{\circ}\text{C}$ et $100\ \text{kPa}$. ($R = 8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$.)

Convertissez d'abord : $T = 300\ \text{K}$, $p = 1.00 \times 10^{5}\ \text{Pa}$. Puis

Vous pouvez également utiliser l'équation pour trouver une masse molaire 摩尔质量. Puisque $n = m/M$ :

Cela vous permet de calculer $M_r$ à partir de la masse (ou de la densité) d'un gaz.

Exemple résolu. Un ballon contient $0.96\ \text{g}$ d'un gaz dans $600\ \text{cm}^3$ à $100\ \text{kPa}$ et $27\ ^{\circ}\text{C}$. Trouvez la masse molaire du gaz. ($R = 8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$.)

Convertissez : $V = 6.00 \times 10^{-4}\ \text{m}^3$, $T = 300\ \text{K}$. Puis

Le comportement d'une substance dépend de la façon dont ses particules sont liées. Il existe quatre structures principales de solide cristallin 晶体.

Ionique géant

Une structure ionique géante 离子晶体 est un vaste réseau régulier lattice 晶格 d'ions 离子 positifs et négatifs, maintenus ensemble par une forte attraction dans toutes les directions. Exemples : chlorure de sodium et oxyde de magnésium.

Moléculaire simple

Une structure moléculaire simple 分子晶体 est constituée de petites molécules 分子. Les liaisons à l'intérieur de chaque molécule sont fortes, mais les forces intermoléculaires entre les molécules sont faibles. Exemples : iode ($\text{I}_2$), fullerène 富勒烯 ($\text{C}_{60}$) et glace.

Moléculaire géante

Une structure moléculaire géante 原子晶体 (aussi appelée réseau covalent géant) est un vaste réseau d'atomes liés par de fortes liaisons covalentes 共价键. Exemples : oxyde de silicium(IV) 二氧化硅, graphite 石墨 et diamant 金刚石.

Métallique géant

Une structure métallique géante 金属晶体 est un réseau d'ions métalliques positifs dans une « mer » d'électrons délocalisés 离域电子. Exemple : cuivre.

Propriétés physiques

La structure détermine les propriétés physiques :

• Le point de fusion 熔点 et le point d'ébullition 沸点 sont élevés lorsque des forces fortes (ioniques, covalentes ou métalliques) doivent être rompues, et faibles lorsqu'on ne brise que de faibles forces intermoléculaires.
• La conductivité électrique 导电性 nécessite des particules chargées capables de se déplacer — des ions libres (à l'état fondu ou dissous) ou des électrons délocalisés. Le graphite conduit car certains de ses électrons sont délocalisés.
• La solubilité 溶解度 dans l'eau est généralement élevée pour les solides ioniques et faible pour les solides moléculaires et covalents géants.

On peut aussi procéder à l'envers : à partir du point de fusion, de la conductivité et de la solubilité d'une substance inconnue, déduire son type de structure et de liaison.

• Utiliser les unités SI en $pV = nRT$ : pression en Pa, volume en $\text{m}^3$ ($\text{cm}^3 \times 10^{-6}$), température en K ($^\circ\text{C} + 273$).
• Énoncer les hypothèses du gaz parfait (volume moléculaire négligeable, pas de forces intermoléculaires) et quand les gaz réels s'en écartent (haute pression, basse température).
• Relier chaque propriété à la structure : ionique géant (m.p. élevé, conduit à l'état fondu), covalent géant (m.p. très élevé), moléculaire simple (m.p. faible), métallique géant (conduit, malléable).
• Le graphite conduit car chaque atome de carbone a un électron délocalisé ; le diamant ne conduit pas — comparaison fréquente.

Toute réaction chimique absorbe ou libère de l'énergie. Ce changement d'énergie, mesuré à pression constante, est la variation d'enthalpie 焓变, notée $\Delta H$.

• Dans une réaction exothermique 放热, le système libère de la chaleur, donc les produits ont moins d'énergie que les réactifs et $\Delta H$ est négatif.
• Dans une réaction endothermique 吸热, le système absorbe de la chaleur, donc les produits ont plus d'énergie que les réactifs et $\Delta H$ est positif.

Schémas de voie réactionnelle

Un schéma de voie réactionnelle 反应路径图 montre l'énergie des réactifs et des produits, ainsi que la « colline » énergétique entre eux. La hauteur de cette colline correspond à l'énergie d'activation 活化能 — l'énergie minimale nécessaire aux particules pour qu'elles réagissent.

• exothermique : les produits sont situés plus bas que les réactifs ($\Delta H < 0$).
• endothermique : les produits sont situés plus haut que les réactifs ($\Delta H > 0$).

Conditions standards et types de variation d'enthalpie

Les valeurs énergétiques sont comparées dans des conditions standards 标准条件 : $298\ \text{K}$ et $101\ \text{kPa}$, indiquées par le symbole $^{\ominus}$. Chaque substance est dans son état physique normal à ces conditions.

Énergie dégagée par la rupture et la formation des liaisons

Lors d'une réaction, d'anciennes liaisons se cassent et de nouvelles se forment. Casser une liaison nécessite de l'énergie (endothermique) ; former une liaison libère de l'énergie (exothermique). La variation d'enthalpie de la réaction est la différence entre les deux :

La énergie de liaison 键能 est l'énergie nécessaire pour casser une mole d'une liaison particulière à l'état gazeux, elle est donc toujours positive. Certaines énergies de liaison sont exactes (pour une molécule spécifique) ; d'autres sont des moyennes prises sur de nombreuses molécules différentes, donc les calculs utilisant ces valeurs ne sont qu'approximatifs.

Exemple résolu. Utilisez les énergies de liaison pour trouver $\Delta H$ pour $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$. Énergies de liaison (kJ mol⁻¹) : H–H $= 436$, Cl–Cl $= 242$, H–Cl $= 431$.

Mesurer la variation d'enthalpie en laboratoire

Lorsqu'une réaction chauffe (ou refroidit) une masse connue d'eau ou de solution, la chaleur transférée est :

où $m$ est la masse, $c$ est la capacité thermique massique 比热容 (quantité d'énergie nécessaire pour élever 1 g de 1 K), et $\Delta T$ est la variation de température. La variation d'enthalpie par mole est ensuite :

Le signe moins rend $\Delta H$ négatif lorsque la température augmente (réaction exothermique).

Exemple résolu. Brûler $0.50\ \text{g}$ de méthanol ($M_r = 32$) élève la température de $100\ \text{g}$ d'eau de $18\ ^{\circ}\text{C}$. Trouvez la variation d'enthalpie de combustion par mole. ($c = 4.18\ \text{J g}^{-1}\,\text{K}^{-1}$.)

La chaleur dégagée est $q = mc\Delta T = 100 \times 4.18 \times 18 = 7520\ \text{J}$. La quantité brûlée est $n = 0.50/32 = 0.0156\ \text{mol}$, donc

La loi de Hess 盖斯定律 stipule que la variation d'enthalpie totale d'une réaction est la même, quelle que soit la voie suivie des réactifs aux produits. Cela est dû à la conservation de l'énergie.

Cela permet de tracer un cycle énergétique 能量循环 : relier les réactifs et les produits par une étape directe et par une voie indirecte, puis additionner les étapes pour que les deux voies donnent le même total.

La loi de Hess est utile de deux manières :

• elle permet de trouver une variation d'enthalpie que vous ne pouvez pas mesurer directement (par exemple, la formation d'un composé qui se forme lentement ou avec des réactions secondaires).
• elle permet de calculer $\Delta H_r$ à partir de données d'énergie de liaison, ou de données de formation ou de combustion fournies dans l'énoncé.

• Définissez chaque variation d'enthalpie avec ses conditions standards exactes (par ex., combustion = une mole brûlée complètement dans un excès d'oxygène).
• Utilisez $\Delta H = \sum(\text{bonds broken}) - \sum(\text{bonds made})$ ; la rupture est endothermique ($+$), la formation est exothermique ($-$) — inverser le signe est l'erreur classique.
• En $q = mc\Delta T$ utilisez la masse de l'eau/solution, puis divisez par les moles et ajoutez le signe moins pour une réaction exothermique.
• Tracez des cycles de Hess avec des flèches orientées dans le même sens, suivez la voie alternative, et donnez toujours à $\Delta H$ un signe et des unités ($\text{kJ mol}^{-1}$).

Le numéro d'oxydation 氧化数 (aussi appelé état d'oxydation) indique combien d'électrons 电子 un atome a perdus ou gagnés par rapport à l'élément libre. On le calcule selon des règles simples :

• un élément non combiné a un numéro d'oxydation de $0$.
• un ion simple a un nombre d'oxydation égal à sa charge (donc $\text{Mg}^{2+}$ est $+2$).
• Le groupe 1 est toujours $+1$, le groupe 2 est toujours $+2$.
• l'hydrogène est $+1$ (mais $-1$ dans les hydrures métalliques).
• l'oxygène est $-2$ (mais $-1$ dans les peroxydes).
• le fluor est toujours $-1$.
• les nombres d'oxydation dans un composé neutre s'additionnent pour faire $0$ ; dans un ion, ils s'additionnent à la charge.

Un chiffre romain indique l'ampleur du nombre d'oxydation d'un élément, par exemple fer(II) signifie $+2$ et manganèse(VII) dans $\text{KMnO}_4$ signifie $+7$.

Exemple résolu. Trouver le nombre d'oxydation du soufre dans l'ion sulfate, $\text{SO}_4^{2-}$.

Chaque oxygène est $-2$, donc les quatre oxygènes donnent $4 \times (-2) = -8$. Dans un ion, les nombres s'additionnent à la charge, ici $-2$. Si le soufre est $x$ :

Exemple résolu. Trouver le nombre d'oxydation de l'azote dans l'ion nitrate, $\text{NO}_3^-$.

Une réaction redox 氧化还原 est une réaction où des électrons passent d'une espèce à une autre.

• l'oxydation 氧化 est la perte d'électrons. Le nombre d'oxydation augmente.
• la réduction 还原 est le gain d'électrons. Le nombre d'oxydation diminue.

Une astuce mnémotechnique utile est OIL RIG : Oxidation Is Loss (Oxydation est Perte), Reduction Is Gain (Réduction est Gain).

L'oxydation et la réduction se produisent toujours ensemble, car les électrons perdus par une espèce sont gagnés par une autre. Ce transfert d'électrons 电子转移 est pourquoi nous l'appelons une réaction redox.

Les changements de nombre d'oxydation vous aident à équilibrer une équation redox :

1. trouver l'élément dont le nombre d'oxydation augmente (il est oxydé) et celui dont le nombre diminue (il est réduit).
2. l'augmentation totale doit être égale à la diminution totale, car chaque électron perdu est gagné quelque part.
3. choisir le rapport des deux espèces pour que l'augmentation et la diminution correspondent, puis équilibrer le reste de l'équation.

Exemple résolu. Équilibrez la réaction du manganate(VII) avec le fer(II) en milieu acide : $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O}$.

Le manganèse descend de $+7$ à $+2$ (une baisse de $5$) ; le fer monte de $+2$ à $+3$ (une hausse de $1$). Pour que la baisse totale soit égale à l'augmentation totale, prendre $5$ ions de fer pour chaque $1$ ion permanganate. Puis équilibrer l'oxygène avec de l'eau ($4\,\text{H}_2\text{O}$) et l'hydrogène avec $\text{H}^+$ ($8\,\text{H}^+$) :

Le disproportionnement 歧化 est une réaction redox spéciale dans laquelle le même élément est à la fois oxydé et réduit en même temps. Par exemple, lorsque le chlore réagit avec de l'eau froide, certains atomes de chlore sont réduits (à $\text{Cl}^-$) et d'autres sont oxydés (à $\text{ClO}^-$).

• non agent oxydant 氧化剂 retire des électrons d'une autre espèce. En faisant cela, il est lui-même réduit.
• non agent réducteur 还原剂 donne des électrons à une autre espèce. En faisant cela, il est lui-même oxydé.

Ainsi, dans toute réaction redox, l'agent oxydant provoque l'oxydation de l'autre espèce, tandis que l'agent réducteur provoque la réduction.

• Appliquer les règles des nombres d'oxydation par ordre : O est $-2$ sauf dans les peroxydes ($-1$) ; H est $+1$ sauf dans les hydrures métalliques ($-1$).
• Dans une équation redox, l'augmentation totale est égale à la diminution totale du nombre d'oxydation — utilisez ceci pour fixer le rapport, puis équilibrez O avec $\text{H}_2\text{O}$ et H avec $\text{H}^+$.
• Un agent oxydant est lui-même réduit ; nommez à la fois ce qui est oxydé/réduit et l'agent pour avoir la note complète.
• Le disproportionnement est le même élément à la fois oxydé et réduit — montrez les deux changements de nombre d'oxydation.

Une réaction réversible 可逆反应 peut aller dans les deux sens. La réaction directe 正反应 forme des produits ; la réaction inverse 逆反应 transforme les produits de retour en réactifs. Nous l'indiquons avec le symbole $\rightleftharpoons$.

Dans un système fermé 封闭系统 (rien n'entre ni ne sort), la réaction atteint un équilibre dynamique 动态平衡 lorsque :

• la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse.
• les concentrations des réactifs et des produits restent constantes.

On l'appelle dynamique parce que les deux réactions continuent de se produire — elles se compensent simplement. Un système fermé est nécessaire, sinon les produits s'échapperaient et l'équilibre ne pourrait jamais être atteint.

Le principe de Le Chatelier 勒夏特列原理 dit : si vous modifiez un système à l'équilibre, la position de l'équilibre 平衡 se déplace pour s'opposer (réduire) ce changement.

Un catalyseur permet d'atteindre l'équilibre plus rapidement, mais il ne change pas la position de l'équilibre.

Pour une réaction à l'équilibre, la constante d'équilibre 平衡常数 relie les quantités de produits et de réactifs. Pour la réaction $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$ :

où les crochets carrés signifient la concentration en $\text{mol dm}^{-3}$.

Exemple résolu. À l'équilibre, le mélange $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ contient $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ et $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Trouvez $K_c$.

(pas d'unités ici, car les puissances des concentrations s'annulent en haut et en bas).

Exemple (table ICE). $1.00\ \text{mol}$ chacun de $\text{H}_2$ et $\text{I}_2$ sont scellés dans un ballon de $1.00\ \text{dm}^3$ ; à l'équilibre, $0.20\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ reste. Présentez un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre) :

$0.80\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ ont réagi, donc $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI se sont formés. Dans le ballon de $1.00\ \text{dm}^3$, les concentrations sont égales aux moles, donc $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

Pour les réactions de gaz, nous utilisons la pression partielle 分压 au lieu de la concentration. La pression partielle d'un gaz est la part de la pression totale qu'il fournit. Elle est calculée à partir de la fraction molaire 摩尔分数 (la fraction de toutes les moles correspondant à ce gaz) :

La constante écrite avec les pressions partielles est $K_p$.

Exemple résolu. Un mélange gazeux contient $2.0\ \text{mol}$ de $\text{N}_2$ et $6.0\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ à une pression totale de $200\ \text{kPa}$. Trouvez la pression partielle de chaque gaz.

Il y a $8.0\ \text{mol}$ au total, donc

Exemple résolu (une valeur numérique de $K_p$). Pour $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$, les pressions partielles à l'équilibre sont $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ et $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Alors

Seule la température modifie la valeur de $K_c$ ou $K_p$. Changer la concentration ou la pression déplace la position de l'équilibre mais laisse la constante inchangée ; ajouter un catalyseur ne change ni la constante ni la position — il rend seulement l'arrivée à l'équilibre plus rapide.

Ces deux procédés industriels sont choisis en équilibrant le rendement, la vitesse et le coût en utilisant le principe de Le Chatelier.

• le procédé Haber 哈伯法 produit de l'ammoniac : $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (exothermique). Il utilise environ $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ et un catalyseur à base de fer. Une basse température donnerait plus d'ammoniac mais trop lentement, donc une température modérée est un compromis.
• le procédé Contact 接触法 produit du trioxide de soufre : $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (exothermique). Il utilise environ $450\,°\text{C}$, près de $1$–$2\ \text{atm}$ et un catalyseur à base d'oxyde de vanadium(V).

Un proton 质子 est simplement un ion $\text{H}^+$. La théorie de Brønsted–Lowry définit les acides et les bases par ce qu'ils font avec les protons :

• non acide 酸 est un donneur de proton 质子供体 (il donne $\text{H}^+$).
• une base 碱 est un accepteur de proton 质子受体 (il prend $\text{H}^+$). Une base qui se dissout dans l'eau est appelée un alcali.

Acides communs que vous devez connaître : acide chlorhydrique ($\text{HCl}$), acide sulfurique ($\text{H}_2\text{SO}_4$), acide nitrique ($\text{HNO}_3$) et acide éthanoïque ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Alcalis communs : hydroxyde de sodium ($\text{NaOH}$), hydroxyde de potassium ($\text{KOH}$) et ammoniac ($\text{NH}_3$).

Il s'agit ici du degré de dissociation d'un acide ou d'une base dans l'eau — et non de sa concentration.

• Un acide fort 强酸 ou une base forte 强碱 est entièrement dissocié 解离 dans l'eau (presque toutes les molécules se scindent en ions).
• Un acide faible 弱酸 ou une base faible 弱碱 n'est que partiellement dissocié (la plupart des molécules restent intactes).

L'échelle de pH mesure l'acidité d'une solution : l'eau pure a un pH de 7, les acides ont un pH inférieur à 7, et les bases ont un pH supérieur à 7. Un acide fort a un pH plus bas qu'un acide faible de même concentration.

On peut distinguer les acides forts des acides faibles grâce à :

• réaction avec un métal réactif : un acide fort produit des effervescences plus rapides.
• pH : mesuré avec un pH-mètre ou un indicateur universel 通用指示剂.
• conductivité électrique : un acide fort conduit mieux car il contient plus d'ions.

La neutralisation 中和 se produit lorsque les ions hydrogène d'un acide réagissent avec les ions hydroxyde d'une base :

Un sel 盐 est également formé, provenant du reste de l'acide et de la base.

Lors d'une titration 滴定 on ajoute une solution à une autre tout en suivant le pH. La courbe de titrage 滴定曲线 présente une montée abrupte, presque verticale, près du point final. La forme exacte dépend du fait que chaque réactif soit fort ou faible.

Pour choisir un indicateur 指示剂, sélectionnez-en un dont le changement de couleur tombe dans cette montée abrupte. Pour un acide fort avec une base forte, la plupart des indicateurs conviennent ; pour un acide faible avec une base forte, il faut un indicateur qui change dans la plage de pH plus élevée.

• Définir l'équilibre dynamique avec les trois points suivants : vitesses directe et inverse égales, concentrations constantes, système fermé.
• Répondre aux questions sur Le Chatelier en énonçant le changement, la direction du déplacement et la raison ; un catalyseur ne déplace pas l'équilibre (il accélère les deux vitesses).
• Écrivez $K_c$ comme produits sur réactifs, chacun élevé à son coefficient stœchiométrique ; incluez les symboles d'état pour décider ce qui apparaît.
• Justifier les conditions de Haber/Contact comme un compromis entre rendement, vitesse et coût — ne pas simplement les citer.
• Brønsted : acide = donneur de proton, base = accepteur de proton ; les paires conjuguées diffèrent par un $\text{H}^+$.

La vitesse de réaction 反应速率 indique la rapidité avec laquelle les réactifs se transforment en produits. On la mesure par le changement de concentration (ou de quantité) par unité de temps.

Pour réagir, les particules doivent entrer en collision 碰撞. La fréquence de collision 碰撞频率 désigne la fréquence avec laquelle les particules se heurtent. Cependant, toute collision ne mène pas nécessairement à une réaction :

• une collision efficace 有效碰撞 possède assez d'énergie et la bonne orientation, ce qui permet une réaction.
• une collision inefficace 无效碰撞 manque d'énergie ou les particules entrent en collision sous un mauvais angle, sans résultat.

Ainsi, la vitesse dépend de la fréquence des collisions efficaces — le nombre de collisions utiles par seconde.

Concentration et pression

Si vous augmentez la concentration d'une solution (ou la pression d'un gaz), les particules sont plus rapprochées. Elles entrent en collision plus souvent, ce qui augmente le nombre de collisions efficaces par seconde, et la vitesse s'accroît.

Vous pouvez calculer une vitesse à partir de données expérimentales — par exemple, le volume de gaz produit divisé par le temps écoulé.

Exemple résolu. Une réaction dégage du dioxyde de carbone. Dans les premiers $30\ \text{s}$, $48\ \text{cm}^3$ de gaz sont collectés. Trouvez la vitesse moyenne de réaction sur cette période.

La vitesse est maximale au début (la pente du graphique y est la plus raide) car les réactifs y sont les plus concentrés, puis elle diminue au fur et à mesure qu'ils sont consommés.

L'énergie d'activation 活化能 ($E_A$) est l'énergie minimale qu'une collision doit avoir pour être efficace.

La distribution de Boltzmann 玻尔兹曼分布 est un graphique montrant comment les énergies des molécules sont réparties à une température donnée. La courbe commence à l'origine, monte jusqu'à un pic, puis diminue dans une longue queue. La surface totale sous la courbe est le nombre total de molécules. Seules les molécules situées à droite de $E_A$ ont assez d'énergie pour réagir.

Lorsque vous augmentez la température :

• la courbe s'aplatit et s'étend vers la droite, donc une fraction beaucoup plus grande de molécules a maintenant une énergie supérieure à $E_A$.
• les molécules se déplacent aussi plus vite et entrent en collision plus fréquemment.

Le premier effet est le plus important. C'est pourquoi une légère hausse de température provoque une forte augmentation de la vitesse.

Un catalyseur 催化剂 accélère une réaction sans être consommé. La catalyse 催化作用 désigne cet effet.

Un catalyseur fonctionne en offrant à la réaction un mécanisme réactionnel 反应机理 différent — un nouvel itinéraire avec une énergie d'activation plus basse. Sur la distribution de Boltzmann, abaisser $E_A$ déplace la ligne vers la gauche, donc plus de molécules ont maintenant assez d'énergie. Cela signifie plus de collisions efficaces par seconde, et une vitesse plus rapide.

Sur un diagramme de voie réactionnelle 反应路径图, l'itinéraire catalysé présente une « colline » énergétique plus basse. La variation d'enthalpie de la réaction, $\Delta H$, n'est pas modifiée par le catalyseur.

Il existe deux types :

• non catalyseur homogène 均相催化剂 se trouve dans le même état physique que les réactifs — par exemple, un catalyseur acide dissous dans une solution liquide.
• non catalyseur hétérogène 多相 catalyst se trouve dans un état différent de celui des réactifs — par exemple, le fer solide accélérant la réaction gazeuse dans le procédé de Haber.

• Expliquer les changements de vitesse via la théorie des collisions — plus de collisions efficaces fréquentes et/ou plus énergétiques.
• Sur une distribution de Boltzmann, marquez $E_A$, ombrez à sa droite, et montrez la courbe s'aplatir et se déplacer vers la droite à température plus élevée ; elle commence à l'origine et ne touche jamais l'axe.
• Un catalyseur offre un itinéraire alternatif avec une $E_A$ plus basse et ne change pas $\Delta H$.
• Dites pourquoi une petite augmentation de température provoque une grande augmentation de la vitesse : une bien plus grande proportion de molécules dépasse maintenant $E_A$ (l'effet principal).

La périodicité 周期性 signifie que les propriétés se répètent selon un motif régulier lorsqu'on parcourt chaque période 周期 du Tableau Périodique. La Période 3 (Na à Ar) en est l'exemple type.

Le point de fusion et la conductivité découlent de la structure et des liaisons :

• Na, Mg, Al sont des giant metallic 金属晶体. Les points de fusion augmentent (Na → Al) car chaque atome fournit davantage d'électrons délocalisés et les ions deviennent plus petits, ce qui renforce la liaison. Ils conduisent bien.
• Oui est giant molecular 原子晶体 (réseau covalent géant). Il a le point de fusion le plus élevé car il faut rompre des liaisons covalentes fortes. Il conduit très mal.
• P, S, Cl, Ar sont des simple molecular 分子晶体 (ou atomes simples). Leurs points de fusion sont faibles car seules les faibles van der Waals' forces 范德华力 entre les molécules sont vaincues — les fortes liaisons covalentes à l'intérieur de chaque molécule ne sont jamais rompues. Ils ne conduisent pas.

Nommez les van der Waals' forces lorsque vous expliquez cette chute : c'est le point clé, et « les liaisons covalentes sont faibles » est l'erreur qui fait perdre ce point. La fusion $\text{S}_8$ sépare les molécules entières les unes des autres ; elle n'atteint pas une seule liaison $\text{S–S}$. Leurs tailles suivent encore la molécule : $\text{S}_8$ fond à une température plus élevée que $\text{P}_4$ car il est plus grand, avec plus d'électrons et donc des forces de van der Waals plus fortes, tandis que $\text{Ar}$ (un atome unique) est le plus bas de tous.

Reactions with oxygen, chlorine and water

With oxygen:

With chlore:

With eau (only Na and Mg react):

Sodium réagit rapidement ; le magnésium réagit très lentement avec l'eau froide.

Oxidation number of the oxides and chlorides

Le oxidation number 氧化数 de l'élément de la période 3 dans son oxyde ou son chlorure augmente sur la période, car il correspond au nombre d'électrons 电子 de la couche externe (valence shell 价层) que l'atome utilise pour lier :

Les chlorures $\text{NaCl}$, $\text{MgCl}_2$, $\text{AlCl}_3$, $\text{SiCl}_4$, $\text{PCl}_5$ montrent les nombres d'oxydation $+1$ à $+5$ de la même manière.

Oxides with water, and acid–base behaviour

Sur la période, les oxides 氧化物 changent de basique à acide :

Les oxydes métalliques (gauche) sont basiques ; les oxydes non métalliques (droite) sont acides. $\text{Al}_2\text{O}_3$ et son hydroxide 氢氧化物 $\text{Al(OH)}_3$ sont amphotères — ils réagissent avec les deux acides et bases :

Chlorides with water

• $\text{NaCl}$ et $\text{MgCl}_2$ sont ioniques. Ils se dissolvent simplement, donnant une solution quasi neutre.
• $\text{SiCl}_4$ et $\text{PCl}_5$ sont covalents. Ils subissent une hydrolyse 水解 (réaction avec l'eau) pour former des solutions acides et des fumées de $\text{HCl}$ :

Explaining the trends

Ces tendances découlent du changement de liaison et d'electronegativity 电负性. À gauche, les éléments sont des métaux à faible électronégativité, donc leurs oxydes et chlorures sont ioniques et basiques (ou neutres). À droite, ce sont des non-métaux à forte électronégativité, donc leurs oxydes et chlorures sont covalents et acides. Vous pouvez utiliser les propriétés d'un chlorure ou d'un oxyde (point de fusion, conductivité, effet sur l'eau) pour suggérer si sa liaison est ionique ou covalente.

Worked example. Prédictions du pH lorsque $\text{Na}_2\text{O}$, $\text{Al}_2\text{O}_3$ et $\text{SO}_3$ sont ajoutés à l'eau séparément. Le caractère acido-basique suit le passage du metal to non-metal métal vers non-métal sur la période 3. $\text{Na}_2\text{O}$ est ionique et basique : il se dissout pour donner $\text{NaOH}$, donc le pH est d'environ 13. $\text{SO}_3$ est covalent et acide : il réagit pour donner $\text{H}_2\text{SO}_4$, donc le pH est d'environ 1. $\text{Al}_2\text{O}_3$ se situe au point de transition - il est amphoteric et essentiellement insoluble dans l'eau, donc le pH reste d'environ 7. Le piège est ce dernier : amphotère ne signifie pas neutre, cela signifie que l'oxyde réagit avec les acides et les alcalis - il ne réagit simplement pas avec l'eau.

La même idée s'applique à tout groupe. Si vous connaissez le modèle sur un groupe et sur une période, vous pouvez :

• predict les propriétés d'un élément à partir de sa position (par exemple, un élément du Groupe 1 sera un métal réactif formant un ion $+1$).
• deduce la position probable et l'identité d'un élément inconnu à partir de ses propriétés physiques et chimiques.

• Associez toujours la tendance à sa raison : le rayon atomique diminue sur la Période 3 (charge nucléaire croissante, blindage similaire).
• Expliquez le modèle de point de fusion par la structure : métallique géant (Na→Al), covalent géant (Si, le plus élevé), puis moléculaire simple ($\text{P}_4$, $\text{S}_8$, $\text{Cl}_2$) et monoatomique (Ar).
• Les oxydes passent de basiques → amphotères ($\text{Al}_2\text{O}_3$) → acides tout au long de la période ; reliez cela à la liaison ionique-covalente.
• Pour les réactions des oxydes/chlorures avec l'eau, donnez les produits et le pH résultant.

Le Groupe 族 2 contient les métaux magnésium, calcium, strontium et baryum. Ils possèdent tous deux électrons de valence, qu'ils perdent pour former des ions $2+$. En descendant dans le groupe, les atomes deviennent plus grands et les électrons externes sont plus faciles à perdre, donc les métaux deviennent plus réactifs — leur réactivité 反应活性 augmente en descendant dans le groupe.

Reactions of the elements

With oxygen, they burn to form an oxide:

Avec l'eau, ils forment un hydroxyde et de l'hydrogène. La réaction s'accélère en descendant dans le groupe :

Magnesium est lent avec l'eau froide mais réagit vite avec la vapeur, donnant $\text{MgO}$ et $\text{H}_2$.

Avec l'acide chlorhydrique ou sulfurique dilué, ils forment un sel et de l'hydrogène :

Avec l'acide sulfurique, la réaction ralentit en descendant dans le groupe, car les sulfates 硫酸盐 formés (tels que $\text{BaSO}_4$) sont insolubles et enrobent le métal.

Reactions of the compounds

Les oxides 氧化物 et les hydroxides 氢氧化物 sont basiques. Ils réagissent avec l'eau et les acides dilués :

Les carbonates 碳酸盐 réagissent avec les acides dilués pour donner un sel, de l'eau et du dioxyde de carbone :

Thermal decomposition

La décomposition thermique signifie la rupture d'un composé par chauffage.

• les carbonates se décomposent en oxyde et dioxyde de carbone :

• les nitrates se décomposent en oxyde, gaz dioxyde d'azote brun et oxygène :

La thermal stability 热稳定性 des carbonates et des nitrates augmente sur le groupe. Un ion métallique plus grand exerce moins d'attrait sur l'ion carbonate ou nitrate, donc le composé est plus difficile à rompre — il nécessite une température plus élevée. Ainsi, le carbonate de magnésium se décompose le plus facilement, et le carbonate de baryum est le plus difficile.

Trends in solubility

À partir de ces tendances, vous pouvez prédire les propriétés de l'élément suivant en dessous, le radium, et de ses composés.

Exemple résolu. $\text{MgCO}_3$ se décompose à environ $540\ °\text{C}$ et $\text{BaCO}_3$ à environ $1360\ °\text{C}$. Expliquez la tendance et prévoyez où $\text{CaCO}_3$ se situe. En descendant le groupe 2, le cation devient plus grand, sa charge est donc répartie sur une surface plus grande et son pouvoir polarisant diminue. Un cation moins polarisant déforme moins l'ion carbonate, de sorte que la liaison $\text{C-O}$ est affaiblie moins fortement et qu'il faut plus de chaleur pour la rompre. La stabilité thermique augmente donc en descendant dans le groupe, et $\text{CaCO}_3$, situé entre Mg et Ba, se décompose à une température intermédiaire d'environ $900\ °\text{C}$. Argumentez toute la chaîne : taille du cation, puis pouvoir polarisant, puis déformation de l'anion ; « il est plus réactif » n'explique rien ici.

• La réactivité augmente en descendant le groupe 2 : l'énergie d'ionisation diminue lorsque les atomes s'agrandissent, de sorte que les électrons sont perdus plus facilement.
• Les réactions avec l'eau deviennent plus vigoureuses en descendant le groupe ; Mg réagit lentement avec l'eau froide mais rapidement avec la vapeur (→ MgO).
• Les hydroxydes deviennent plus solubles en descendant le groupe ; les sulfates deviennent moins solubles ($\text{BaSO}_4$ insoluble — base du test des sulfates).
• Écrivez les équations avec le bon $+2$ ion et indiquez les observations (effervescence, dissolution).

Les halogènes 卤素 sont les éléments du groupe 族 17. Ils existent sous forme de molécules diatomiques ($\text{Cl}_2$, $\text{Br}_2$, $\text{I}_2$). En descendant le groupe :

La volatilité 挥发性 (la facilité avec laquelle une substance se transforme en vapeur) diminue en descendant le groupe : le chlore est un gaz, mais l'iode est un solide. Cela s'explique par le fait que les molécules deviennent plus grandes et possèdent plus d'électrons, ce qui renforce les forces de dipôle instantané 瞬时偶极 et de dipôle induit 诱导偶极 entre elles. Des forces plus fortes sont plus difficiles à briser, donc le point d'ébullition augmente et la volatilité diminue.

L'énergie de liaison 键能 (résistance de la liaison) des molécules $\text{X}\text{–}\text{X}$ diminue généralement de $\text{Cl}_2$ à $\text{I}_2$, car les électrons partagés sont plus éloignés des noyaux dans les atomes plus grands.

Halogènes comme agents oxydants

Chaque halogène réagit en gagnant un électron pour former un ion $1-$, agissant ainsi comme un agent oxydant 氧化剂. Ce pouvoir diminue en descendant le groupe, car les atomes plus grands attirent moins fortement un électron supplémentaire. Un halogène plus réactif peut déplacer un halogène moins réactif de son sel :

Réactions avec l'hydrogène

Chaque halogène réagit avec l'hydrogène pour former un halogénure d'hydrogène 卤化氢 :

La réaction devient moins vigoureuse en descendant le groupe : le chlore réagit explosivement à la lumière, le brome nécessite de la chaleur, et l'iode réagit lentement et uniquement partiellement.

Stabilité thermique des halogénures d'hydrogène

La stabilité thermique 热稳定性 des halogénures d'hydrogène diminue en descendant le groupe. La liaison H–X s'affaiblit lorsque l'atome d'halogène s'agrandit, de sorte que HI se dissocie sous un léger chauffage tandis que HCl est très stable.

Ions halogénures comme agents réducteurs

Un ion halogénure 卤离子 (comme $\text{Cl}^-$) peut céder un électron, agissant comme un agent réducteur 还原剂. Ce pouvoir augmente en descendant le groupe, car un ion plus grand retient moins fermement son électron externe.

Réaction avec les ions argent aqueux

Ajoutez du nitrate d'argent aqueux, puis de l'ammoniaque 氨 aqueuse, pour identifier l'halogénure d'après la couleur du précipité 沉淀 d'halogénure d'argent :

Réaction avec l'acide sulfurique concentré

Tous les halogénures produisent d'abord l'halogénure d'hydrogène. Les halogénures inférieurs sont ensuite oxydés par l'acide, car ce sont des agents réducteurs plus forts :

• Le chlorure ne donne que $\text{HCl}$ (pas de redox).
• Le bromure donne également du $\text{Br}_2$ brun et du $\text{SO}_2$.
• L'iodure donne $\text{I}_2$ et les gaz odorants $\text{H}_2\text{S}$ et $\text{SO}_2$, car $\text{I}^-$ est le plus fort agent réducteur.

Avec l'hydroxyde de sodium

Avec de l'hydroxyde de sodium froid et dilué, le chlore réagit pour former du chlorure et du chlorate(I) :

Avec de l'hydroxyde de sodium chaud et concentré, il forme du chlorure et du chlorate(V) :

Dans les deux cas, le numéro d'oxydation 氧化数 du chlore monte et descend (à partir de $0$), donc ce sont toutes deux des réactions de disproportionnement 歧化.

Chlore dans la purification de l'eau

Un peu de chlore est ajouté à l'eau pour la purification de l'eau 水净化. Il réagit avec l'eau :

L'espèce active $\text{HOCl}$ et $\text{ClO}^-$ tue les bactéries 细菌, rendant l'eau sûre à boire.

Exemple résolu. Les solides $\text{NaCl}$, $\text{NaBr}$ et $\text{NaI}$ sont chacun chauffés avec de l'acide $\text{H}_2\text{SO}_4$ concentré. Prédisez les produits. Le pouvoir réducteur augmente en descendant le groupe, donc chaque halogénure réduit l'acide sulfurique jusqu'à un degré différent. $\text{Cl}^{-}$ est trop faible pour le réduire du tout, vous obtenez donc seulement de la vapeur d'acide $\text{HCl}$ - une réaction acido-basique. $\text{Br}^{-}$ le réduit légèrement : $\text{HBr}$ plus du $\text{Br}_2$ brun et du $\text{SO}_2$. $\text{I}^{-}$ est le plus fort agent réducteur : $\text{HI}$ plus $\text{I}_2$, et il pousse tout le soufre jusqu'à $\text{H}_2\text{S}$, avec son odeur d'œuf pourri. Tous les halogénures donnent d'abord l'halogénure d'hydrogène ; les produits supplémentaires n'apparaissent que là où l'halogénure est un agent réducteur suffisamment fort pour attaquer le soufre.

• Les halogènes deviennent moins réactifs en descendant le groupe (plus difficile de gagner un électron) ; le pouvoir oxydant diminue.
• Déplacement : un halogène plus réactif déplace un halogénure moins réactif — indiquez le changement de couleur.
• Testez les ions halogénures avec $\text{AgNO}_3$ : blanc ($\text{Cl}^-$), crème ($\text{Br}^-$), jaune ($\text{I}^-$), puis confirmez avec de l'ammoniaque dilué/concentré.
• Le chlore avec l'eau et avec du $\text{NaOH}$ froid sont des disproportionnements — montrez les changements de numéro d'oxydation.

Le diazote, $\text{N}_2$, constitue la majeure partie de l'air mais réagit très peu. Il y a deux raisons :

• les deux atomes d'azote sont liés par une triple liaison 三键, qui possède une énergie de liaison 键能 très élevée. Beaucoup d'énergie est nécessaire pour la rompre.
• la molécule n'a aucune polarité 极性 — elle est parfaitement symétrique, donc rien n'attire les autres molécules vers elle.

Basicité de l'ammoniac

La basicité 碱性 de l'ammoniac (sa capacité à agir comme une base) provient de la paire libre 孤对电子 d'électrons sur l'atome d'azote. Selon la théorie Brønsted–Lowry, l'ammoniac est une base car cette paire libre peut accepter un proton 质子 ($\text{H}^+$) :

L'ion ammonium

Lorsque la paire libre forme une liaison avec $\text{H}^+$, elle forme l'ion ammonium 铵离子, $\text{NH}_4^+$. Puisque les deux électrons partagés provenaient de l'azote, cette nouvelle liaison est une liaison coordinate 配位键. L'ion possède quatre liaisons N–H identiques et une géométrie tétraédrique.

Déplacement de l'ammoniac à partir de ses sels

Si vous chauffez un sel d'ammonium avec une base (comme l'hydroxyde de sodium), vous dégagez du gaz ammoniaque. C'est un déplacement acido-basique 置换 :

L'odeur piquante de l'ammoniac et le papier phénolphtaléine humide virant au bleu constituent un test pour un sel d'ammonium.

D'où ils viennent

Les oxydes d'azote ($\text{NO}$ et $\text{NO}_2$, ensemble appelés $\text{NO}_x$) proviennent de deux sources :

• naturels : la foudre fournit assez d'énergie pour que l'azote et l'oxygène de l'air se combinent.
• man-made : les hautes températures à l'intérieur d'un moteur à combustion interne 内燃机 font réagir l'azote et l'oxygène :

Les retirer des gaz d'échappement automobiles

Un convertisseur catalytique 催化转化器 purifie les gaz d'échappement 尾气. Il permet aux gaz nocifs de réagir ensemble pour former des gaz inoffensifs :

Le smog photochimique

Au soleil, $\text{NO}$ et $\text{NO}_2$ réagissent avec les hydrocarbures imbrûlés pour former du nitrate de peroxyacétyle (PAN). Le PAN est une partie nocive du smog photochimique 光化学烟雾, la brume brune visible au-dessus des villes animées.

Les pluies acides

Les oxydes d'azote contribuent également à la formation de pluies acides 酸雨 de deux manières :

• directement : $\text{NO}_2$ se dissout dans la pluie pour former de l'acide nitrique.
• comme catalyseur : $\text{NO}_2$ accélère l'oxydation du dioxyde de soufre 二氧化硫 atmosphérique ($\text{SO}_2$) en $\text{SO}_3$, qui forme ensuite de l'acide sulfurique dans la pluie.

Exemple résolu. Un solide blanc est chauffé avec une solution aqueuse de $\text{NaOH}$, et un gaz est libéré qui fait virer le papier tournesol rouge humide au bleu. Identifiez le gaz et l'ion présent dans le solide, et expliquez la réaction. Le seul gaz commun qui fait virer le papier tournesol rouge humide au bleu est l'ammoniac, $\text{NH}_3$, donc le solide contient l'ion ammonium, $\text{NH}_4^{+}$. L'ion hydroxyde est la base plus forte, donc il reprend le proton de l'ion ammonium :

Ceci est le test standard pour $\text{NH}_4^{+}$. Dites toujours que le tournesol est humide : l'ammoniac doit se dissoudre dans l'eau avant de pouvoir montrer sa basicité, donc un tournesol sec ne donnerait aucun changement de couleur.

• $\text{N}_2$ est inerte en raison de sa liaison triple forte (très haute énergie de liaison) — exprimez-le exactement ainsi.
• L'ammoniac est une base et un ligand en raison de sa paire libre ; l'ion ammonium se forme par liaison coordinatee.
• Expliquez comment se forment les oxydes d'azote (haute température dans les moteurs) et leur lien avec les pluies acides et le smog photochimique.
• Donnez des équations équilibrées et les observations correctes pour les réactions de l'ammoniac et de l'ion ammonium.

Un hydrocarbure 碳氢化合物 est un composé contenant uniquement du carbone et de l'hydrogène. Les alcanes 烷烃 sont les hydrocarbures les plus simples et ne possèdent pas de groupe fonctionnel.

Un groupe fonctionnel 官能团 est la partie réactive d'une molécule. Il détermine les propriétés physiques et chimiques du composé, donc les molécules ayant le même groupe fonctionnel se comportent de manière similaire (par exemple le groupe $\text{–OH}$ dans les alcools).

Types de formules

Vous pouvez déduire la formule empirique 实验式 (rapport le plus simple) à partir de l'une de celles-ci.

Nomenclature

Utilisez la nomenclature systématique 命名法 : une racine pour le nombre de carbones (méth-, éth-, prop-, but-, pent-, hex- pour 1 à 6), une terminaison pour le groupe fonctionnel, et des chiffres pour indiquer l'emplacement des groupes.

Quelques termes clés

• une série homologue 同系列 est une famille de composés ayant le même groupe fonctionnel et la même formule générale, où chaque membre diffère de $\text{CH}_2$.
• un composé saturé 饱和 ne possède que des liaisons simples C–C ; un composé insaturé 不饱和 possède une double liaison C=C (ou une triple liaison).

Cassure des liaisons

Une liaison covalente peut se rompre de deux façons :

• fission homolytique 均裂 : la liaison se scise équitablement, un électron va vers chaque atome. Cela produit deux radicaux libres 自由基 (espèces avec un électron non apparié).
• fission hétérolytique 异裂 : la liaison se scise inégalement, les deux électrons allant vers un seul atome. Cela produit deux ions.

Espèces attaquantes

• non nucléophile 亲核试剂 est une espèce dotée d'une paire libre attirée par un centre positif (dépourvu d'électrons).
• non électrophile 亲电试剂 est une espèce attirée par un centre négatif (riche en électrons), tel qu'une double liaison C=C.

Types de réactions

Pour les rédox organiques, le symbole $[\text{O}]$ représente un atome d'oxygène provenant d'un agent oxydant, et $[\text{H}]$ un atome d'hydrogène provenant d'un agent réducteur.

Types de mécanismes

Une réaction radicalaire se déroule en trois étapes : initiation 引发 (formation de radicaux), propagation 增长 (les radicaux réagissent et produisent de nouveaux radicaux), et termination 终止 (deux radicaux se joignent et arrêtent la chaîne).

Les principaux mécanismes rencontrés sont la substitution radicalaire 自由基取代 (alcanes), l'addition électrophile 亲电加成 (alcènes), la substitution nucléophile 亲核取代 (halogénures d'alyle) et l'addition nucléophile 亲核加成 (carbonyles). Dans les mécanismes, une flèche courbe 弯箭头 indique le déplacement d'une paire d'électrons ; elle part d'une liaison ou d'une paire libre 孤对电子.