Chimie théorique : ΔH et mol

La masse moléculaire de CO₂ vaut 12+16×2=44, donc 0.50 mol a une masse de 44×0.50=22 g. La réponse 44 g est un piège : c'est la masse de 1 mol. Applique mécaniquement « masse ＝ masse molaire × quantité de matière ».

Dans les conditions normales, 1 mol de gaz occupe environ 22.4 L, donc 11.2÷22.4=0.50 mol. Diviser dans l'autre sens, 22.4÷11.2=2.0, est l'erreur classique. Retiens le sens de la division : « volume ÷ 22.4 ».

Concentration molaire × volume (L) ＝ quantité de matière, donc 0.20×0.500=0.10 mol. L'erreur typique est d'oublier de convertir 500 mL en 0.5 L et de répondre 0.20 mol. L'astuce est de faire la conversion mL→L tout au début.

1 L ＝ 1000 cm³ de solution a une masse de 1800 g ; 98% de cette masse est du H₂SO₄, soit 1764 g, et en divisant par la masse moléculaire 98 on obtient 18 mol/L. Oublier de multiplier par la masse volumique conduit à des réponses fausses comme 1.8. Procède en trois étapes : « prendre 1 L → masse de la solution → masse du soluté → mol ».

De PV=nRT on tire n=PV/RT=(8.3×10⁴×3.0)/(8.3×10³×300)=0.10 mol. Si l'on remplace la température par 27 tel quel, l'ordre de grandeur est faux. La règle d'or est de passer à la température absolue T=27+273=300 K.

Une molécule d'eau contient 2 atomes H, donc 6.0×10²³×2=1.2×10²⁴ atomes. La valeur 6.0×10²³ est un piège : c'est le nombre de molécules. N'oublie jamais « nombre de molécules × nombre d'atomes dans une molécule ».

On fait la moyenne pondérée par les fractions molaires : 28×0.80＋32×0.20＝22.4＋6.4＝28.8. La moyenne simple 30.0 est le plus gros piège. Retenir que l'air a une masse moléculaire moyenne d'environ 29 fournit une vérification commode.

Dans un réseau cubique centré, l'atome situé au centre touche les 8 atomes des sommets du cube : la coordinence vaut donc 8. La valeur 12 est la coordinence des structures cubique à faces centrées et hexagonale compacte, faciles à confondre. Mémorise-les par paire : « centré ＝ 8, faces centrées et hexagonal ＝ 12 ».

8 sommets×1/8＋6 centres de faces×1/2＝1＋3＝4 atomes. Si l'on compte les atomes des sommets ou des faces comme des atomes entiers, on obtient 8 ou 6. Utilise toujours les parts qui appartiennent à la maille (sommet 1/8, face 1/2, arête 1/4).

Dans le graphite, un des quatre électrons de valence de chaque atome de carbone peut se déplacer librement dans la structure plane : il conduit donc le courant. Le diamant est formé du même élément, mais tous ses électrons servent aux liaisons, c'est donc un isolant. Retiens que « le graphite est la seule exception parmi les cristaux covalents ».

L'atome H lié à O, dont l'électronégativité est grande, forme une liaison hydrogène avec le O d'une molécule voisine : il faut donc beaucoup d'énergie pour les séparer. La force d'une liaison covalente est une tout autre question que la température d'ébullition, qui concerne la séparation des molécules entre elles : ne te fais pas piéger. Moyen mnémotechnique : « FON » — un H fixé sur F, O ou N donne une liaison hydrogène.

La liaison qui se forme lorsque le doublet non liant de N est cédé unilatéralement à H⁺ est une liaison de coordination. On demande aussi très souvent qu'une fois formée, elle est totalement indiscernable des autres liaisons covalentes N–H. Retiens : « une liaison covalente dont un seul partenaire fournit le doublet ＝ liaison de coordination ».

Dans un cubique à faces centrées, les atomes se touchent le long de la diagonale d'une face, et la longueur de cette diagonale, √2a, est égale à quatre rayons. √3a est la relation du cubique centré, où le contact se fait selon la grande diagonale du cube : c'est le piège le plus fréquent. Apprends-le sur un schéma : « faces centrées → diagonale de la face, centré → diagonale du cube ».

Dans une réaction exothermique, le système libère de l'énergie et son enthalpie diminue : ΔH est donc négatif. Dans les anciennes équations thermochimiques, le dégagement de chaleur s'écrivait ＋Q, avec le signe opposé, ce qui reste la plus grande source de confusion. Retiens : « l'énergie sort, donc c'est moins ».

Comme 891 kJ sont libérés par mole, 0.50 mol libère 891×0.50≒446 kJ. Attention : même si ΔH est négatif, la « quantité de chaleur dégagée » se donne en valeur positive. Traite la question avec « chaleur ＝ |ΔH| × mol ».

La réaction cherchée est (équation 1)−(équation 2), donc ΔH＝−394−(−283)＝−111 kJ. Additionner les deux et trouver −677 est l'erreur typique. Garde en tête l'opération de la loi de Hess : « soustraire les équations de façon que CO₂ s'élimine ».

Le catalyseur offre un autre chemin, d'énergie d'activation plus basse, ce qui augmente la proportion de molécules capables de franchir le col. Le piège habituel est ΔH, l'écart entre le point de départ et le point d'arrivée, que le catalyseur ne modifie pas. Image à retenir : « le catalyseur abaisse le col, mais ne change pas la profondeur de la vallée ».

Quand la température s'élève, la distribution des énergies cinétiques des molécules s'étale vers les hautes énergies et la proportion de molécules capables de franchir le col augmente brusquement. L'énergie d'activation elle-même n'est pas modifiée par la température : c'est le catalyseur qui la modifie. Distingue bien : « température → la proportion augmente ; catalyseur → le col s'abaisse ».

La dissolution du nitrate d'ammonium prend de la chaleur au milieu extérieur : c'est une transformation endothermique, utilisée dans les poches de froid instantané. La combustion, la neutralisation et l'oxydation des métaux sont toutes des réactions exothermiques typiques. Mémorise l'ensemble : « poche de froid ＝ dissolution de NH₄NO₃ ＝ ΔH＞0 ».

Quand on augmente la pression, l'équilibre se déplace dans le sens où le nombre total de molécules gazeuses diminue (4 molécules à gauche → 2 molécules à droite), de façon à faire rebaisser la pression. Attention : une variation de pression ne change pas la constante d'équilibre. Décide avec « Le Chatelier ＝ le sens qui s'oppose à la perturbation ».

En chauffant, l'équilibre se déplace dans le sens endothermique (la réaction inverse, vers la gauche), absorbant de la chaleur pour s'opposer à l'élévation de température. Ce n'est pas « vers la droite parce qu'une température plus élevée fait aller plus vite ». L'astuce est de bien séparer la vitesse de réaction et le déplacement de l'équilibre : ce sont deux questions différentes.

Le catalyseur accélère la réaction directe et la réaction inverse dans la même proportion : ni la position de l'équilibre ni la constante d'équilibre ne changent. Penser qu'« un catalyseur augmente le rendement en NH₃ » est l'erreur typique. Retiens que le seul avantage du catalyseur est d'atteindre l'équilibre plus tôt.

La constante d'équilibre s'écrit « produits ／ réactifs », chaque concentration étant élevée à la puissance de son coefficient stœchiométrique. Multiplier par les coefficients, ou oublier les exposants, sont les erreurs classiques. Construis l'expression en te répétant : « les coefficients montent en exposant ».

Puisque 1.6 mol de HI se sont formées, 0.80 mol de H₂ et 0.80 mol de I₂ ont réagi, et il reste 0.20 mol de chacun. K＝(1.6)²／(0.20×0.20)＝2.56／0.04＝64 (dans cette réaction les nombres de molécules des deux côtés sont égaux, le volume se simplifie donc). Dresser un tableau d'avancement x est la voie royale des calculs d'équilibre ; prendre HI＝2x pour x conduit à des réponses comme 16.

[H⁺]＝concentration×taux de dissociation＝0.10×0.010＝1.0×10⁻³ mol/L, donc pH＝3. Le plus gros piège est d'ignorer le taux de dissociation et de traiter la solution comme un acide fort, ce qui donne pH＝1. Distingue les deux cas : « acide faible : cα ; acide fort : la concentration elle-même ».

Si pH＝12, alors [H⁺]＝10⁻¹² mol/L, et le produit ionique donne [OH⁻]＝10⁻¹⁴÷10⁻¹²＝10⁻² mol/L. Répondre 10⁻¹², c'est-à-dire la valeur de [H⁺] elle-même, est le piège. Avec « pH＋pOH＝14 », on trouve immédiatement pOH＝2.

En prenant H à ＋1 et O à −2, (＋1)×2＋S＋(−2)×4＝0 donne S＝＋6. On le confond facilement avec ＋4 dans SO₂ ou −2 dans H₂S. La méthode de base consiste à remonter à partir de « la somme des nombres d'oxydation dans un composé ＝ 0 ».

En prenant O à −2, Mn＋(−2)×4＝−1 donne Mn＝＋7. Avec un ion, beaucoup d'élèves oublient que la somme doit être égale à la charge de l'ion et dérivent vers ＋8. Apprends-le avec sa raison : KMnO₄ est un oxydant si puissant parce que Mn y est à son nombre d'oxydation maximal, ＋7.

Seuls les métaux dont la tendance à s'ioniser est plus grande que celle de H₂ réagissent avec les acides dilués en dégageant du dihydrogène. Zn est à gauche de H et Cu à droite : Cu ne se dissout donc pas. Fixe une fois pour toutes la place de H dans la série électrochimique (K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Ni＞Sn＞Pb＞(H₂)＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au).

Zn, dont la tendance à s'ioniser est la plus grande, se dissout sous forme de Zn²⁺ (oxydation) et libère des électrons : c'est donc le pôle négatif. La correspondance « électrode d'où sortent les électrons ＝ pôle négatif ＝ oxydation » se brouille facilement. Retiens : « le métal dont la tendance à s'ioniser est la plus grande est le pôle négatif ».

Pendant la décharge, du sulfate de plomb(II) PbSO₄ se forme et adhère à la surface des deux électrodes : leur masse augmente donc dans les deux cas. Le piège est de penser « le métal se dissout, donc il perd de la masse » : en réalité Pb²⁺ ne passe pas en solution mais devient PbSO₄ sur place. Mémorise l'ensemble : « décharge ＝ PbSO₄ sur les deux électrodes, donc gain de masse, et l'acide sulfurique dilué se dilue encore ».

La tendance à s'ioniser de Na⁺ est trop grande pour qu'il soit réduit : c'est donc l'eau qui est réduite et H₂ se dégage. Penser « c'est la cathode, donc Na se dépose » est l'erreur typique. Retiens : « dans la solution aqueuse d'un cation à forte tendance à s'ioniser, c'est du dihydrogène qui se dégage ».

SO₄²⁻ est difficile à oxyder : c'est donc l'eau qui est oxydée et O₂ se dégage. Le dépôt de cuivre est la transformation qui a lieu à la cathode, ne les confonds pas. La règle de décision est : « à l'anode : Cl₂ s'il y a des Cl⁻, sinon O₂ (avec des électrodes de Pt ou de C) ».

La quantité d'électricité vaut 0.50×1930＝965 C, donc les électrons représentent 965÷96500＝0.010 mol. D'après Cu²⁺＋2e⁻→Cu, le cuivre correspond à la moitié des électrons, soit 0.0050 mol, et sa masse vaut 0.0050×64＝0.32 g. Oublier le coefficient « 2e⁻ pour 1 Cu » et répondre 0.64 g est l'erreur la plus fréquente.

MnO₄⁻ représente 0.020×0.010＝2.0×10⁻⁴ mol. En égalant les électrons cédés et les électrons captés, on obtient MnO₄⁻ : H₂O₂＝2 : 5, d'où 2.0×10⁻⁴×5/2＝5.0×10⁻⁴ mol. Croire que le rapport des quantités de matière est 1:1 est le piège ; la règle d'or est de fixer les coefficients à partir de « électrons captés ＝ électrons cédés ».

NH₃ est plus léger que l'air et se dissout extrêmement bien dans l'eau : on le recueille donc par déplacement d'air, flacon renversé. Le recueil sur cuve à eau est réservé aux gaz très peu solubles dans l'eau, il est donc inutilisable pour NH₃. Décide avec ces trois catégories : « plus léger → flacon renversé, plus lourd → flacon droit, peu soluble → sur cuve à eau ».

Na donne un jaune vif, ce qui explique qu'on l'ait longtemps utilisé pour l'éclairage des tunnels routiers. Le rouge appartient à Li ou Sr, le bleu-vert à Cu et le violet lilas à K : on les confond facilement. Apprends toute la série ensemble (Li rouge, Na jaune, K violet lilas, Cu bleu-vert, Ca rouge orangé, Sr rouge, Ba jaune-vert).

Cl₂ est jaune-vert, d'odeur piquante, et sert à désinfecter l'eau du robinet. NH₃ et H₂S sont incolores (odeur piquante pour le premier, odeur d'œuf pourri pour le second) et NO₂ est brun-rouge : on peut donc les distinguer à la couleur. C'est un vrai atout de retenir que « les seuls gaz colorés sont à peu près Cl₂ (jaune-vert), NO₂ (brun-rouge) et O₃ (bleu pâle) ».

Cu²⁺ est l'ion type qui forme un précipité noir de CuS même en milieu acide. Zn²⁺ ne précipite ZnS (blanc) qu'en milieu neutre à basique, et cette différence de conditions est un piège fréquent. Range cela ainsi : « précipite même en milieu acide ＝ métaux à faible tendance à s'ioniser (Cu, Ag, Pb, etc.) ».

Le pouvoir oxydant, c'est-à-dire la capacité à arracher des électrons, est d'autant plus fort que l'on est haut dans la classification périodique : F₂ est donc le plus fort. C'est pourquoi, en faisant passer Cl₂ dans une solution aqueuse de KBr, on libère Br₂ (l'inverse ne se produit pas). Apprends-le avec l'expérience : « l'halogène du haut chasse l'ion halogénure de celui du bas ».

Le sel d'une base faible réagit avec une base forte, et NH₃, la base faible, est chassé et se dégage : c'est la préparation classique au laboratoire. Choisir le dichlore ou HCl simplement parce que le nom contient « chlorure » est le piège. « Le faible est chassé par le fort » est le principe de ces préparations de gaz.

Ag⁺ forme avec Cl⁻ un précipité blanc de AgCl qui, étant photosensible, est décomposé par la lumière et noircit : c'est le principe de la photographie. Cu²⁺ et Fe³⁺ ne précipitent pas avec l'acide chlorhydrique. Mémorise l'ensemble : « les ions qui précipitent avec Cl⁻ sont Ag⁺ et Pb²⁺ ».

Fe, Ni et Al deviennent passifs dans l'acide nitrique concentré et la réaction s'arrête. Penser « l'acide nitrique est un oxydant fort, donc le fer devrait se dissoudre lui aussi » est le piège ; le cuivre et l'argent, eux, se dissolvent bel et bien dans l'acide nitrique concentré. Moyen mnémotechnique pour les trois métaux passivables : Fe-Ni-Al, qui se lit comme « final ».

Pour NH₃, qui est un gaz basique, on utilise la chaux sodée, un desséchant basique. L'acide sulfurique concentré et le décaoxyde de tétraphosphore sont acides et réagiraient avec NH₃ ; même le chlorure de calcium, pourtant neutre, est inutilisable car il forme exceptionnellement un composé d'addition avec NH₃. Retiens : « le desséchant et le gaz doivent former un couple qui ne se dispute pas en acide-base, et CaCl₂ × NH₃ est l'exception ».