NC-LG

NC-LG
Vous trouverez ci dessous une partie des plans pour les oraux de la session 2006-2007 de l'agreg' de
chimie.
Ces plans ne sont absolument pas une certitude de réussite, et je décline toute responsabilité pour
quoi que vous en fassiez. Mais vous pouvez en faire ce que vous voulez je les laisse “libre de droit”.
Ils sont juste le travail de “reflexion” d'une personne pendant la préparation des oraux. Vous pouvez
vous en servir pour trouver des références de livre, des idées d'experiences, d'intro ou de conclusion
ou des idées de plans de leçons. Vous y trouverez aussi parfois les questions posées pendant l'année
et pour les montages des commentaires sur les manip'. Vous pouvez en faire ce que vous voulez, les
utiliser tel quels si ça vous chante, mais je vous conseille vivement de les retravailler.
Je n'ai pas tout relu après avoir passé mes oraux, il y a donc peut-être/surement des fautes de frappe
et d'orthographe, de références biblio, et même des erreurs scientifiques. D'où le fait que je vous
conseille de les retravailler. J'ai par contre complété certains plans avec les remarques que le jury
avait fait, soit à moi soit à d'autres. La notation Τ signifie transparent et Ε signifie expérience. Pour
les montages, le M signifie ce que j'avais décidé de montrer au jury.
Pour information, ce que j'ai le plus travaillé pendant la préparation des oraux sont dans l'ordre les
LP, les MO, les MG, les LG puis les LO. Pour certaines LO (et quelques LG), je ne les ai
absolument pas retravaillé ie vous trouverez les mêmes plans dans les cahiers de correction. Donc
encore une fois, à utiliser avec précaution.
Bon courage
Nio
LG1 – La liaison chimique à l’état solide : nature et évolution dans la
classification périodique. (on se limitera aux corps simples et aux
corps composés de deux éléments). (L)
Biblio : OCP 16 & 51 / Shriver-Atkins / Smart / Hprépa PC-PC*, Matériaux, JCE2001 p387 /
Bottin-Mallet / Marucco / Casalot / Mingos / Cox / Burdett
Pré-requis : Forces intermoléculaires / cristallographie / théorie des OM / cycles thermodynamiques
Intro
Etat solide => matière condensée (tableau du Hprépa) : ≠ modèles pour expliquer les ≠ propriétés
I°) Corps simples à l'état solide
1°) Cristal métallique
Al : conducteur, résistant, malléable, coordinence élevée, structure compacte. Χ faible donc cède
ses e- de valence : mer d'e- qui est un empilement de cations, e- est comme une onde plane. Théorie
des bandes (analogie avec OM, Hn [la plus antiliante des liantes=la plus liante des antiliantes] ...), explication de la
conductivité. Al conducteur car BV partiellement remplie. Extensions aux autres métaux. Tf :
liaison forte
2°) Cristal moléculaire
OCP p31
I2 : structure, propriétés : cohésion par liaison de VdW [laquelle], courte portée. Propriétés du solide
reflètent celle de la molécule : I2solide a même couleur que I2solution. Glace tient par LH. Pour I2 on
reprend H∞, mais on rapproche 2 à 2 les H : on passe à 2 bandes séparées
3°) Cristal covalent
Cdiamant : propriétés [dépendent de la variété allotropique donc de l'agencement], rappels sur la structure ; valence : on peut
faire Cn mais pas Cln. Interprétation orbitalaire (Smart) : 2 bandes sp [une σ, une σ*]. Gap => isolant, 8 edans σ : 4 liaisons covalentes, le max : liaison très forte. Existent si élement suffisement
électronégatif, sinon donne son e- => métallique
4°) Evolution dans la classification
Smart p135
a) colonne 14 : C→Si→Ge→Sn→Pb : évolution isolant→semi-cond.→conducteur. Interprétation
orbitalaire, évolution du gap : dans Pb, plus de mélange sp : pas de gap, donc métallique. Dopage
b) colonne 17 : plus on descend plus c'est covalent (OCP) : comparaison VdW/interaction covalente
c) 3ème période : Na, Mg, Al : TF augmente vers la droite car on augmente le nombre d'e- : mis en
jeu de liaison plus forte. Schéma de la classification
II°) Solides composés de 2 élements
1°) ∆χ proche de 0
Proche de l'étude précédente : χ faible => métallique (alliage), χ élevée => covalent ou VdW (Si-C,
semi-conducteur, Smart)
2°) Le solide ionique
NaCl : propriétés, structure ; formellement, Na+ et Cl- : liaison électrostatique, modèle ionique,
constante de Madelung (Shriver-Atkins), cycle de Born-Haber. Cristaux réels : comparaison des ∆H
° calculés et experimentaux (Shriver-Atkins), prévision de la coordinence (Smart), caractère
partiellement covalent, influence de la polarisabilité. %ionicité
3°) Cas des fluorures, oxydes (si le temps)
OCP p59
Ccl
Retour sur classification, triangle de Van Arkel-Ketlar, seulement un modèle et que solide parfait
LG2 – Du cristal parfait au cristal réel. Exemple de la non stoechiométrie de
FeO. (L)
Biblio : Desanges PC (PUF) / Smart & Moore / Casalot / Marucco / Tout-en-un PC / BUP658 p173
Pré-requis : cristal parfait / thermodynamique de base / diagrammes binaires
Intro
Définition de l'état solide, du cristal parfait (n'est qu'un modèle) ; dans ce cours, passage du modèle
au réel ; comparaison GP/gaz réels ; pas de cristaux liquides
I°) Etudes des défauts dans le cristal réel
1°) Défauts intrinsèques ponctuels
Sont des irrégularités du réseau ; pas d'apport extérieur d'élements. Notation de Kroger-Virk
a) Schottky : définition, équation de K-V, cas des cristaux ioniques, favorisé si R-=R+
b) anti-Schottky : définition, exemple, on le rencontre pour cations car anions sont plus gros
c) Frenkel : définition, exemple
2°) Nécessité thermodynamique de l'existence des défauts
Desanges
3°) Autres types de défauts
a) centre coloré : piégage d'un électron dans un site octa (impuretés) ; +/- non stoechiométrie
b) défauts non ponctuels
II°) Etude de composés non stoechiométriques
1°) Définition
Expérimentalement, pour une analyse élementaire pas 1:1. Solution solide lacunaire, solution solide
d'insertion, solution solide de substitution. Différences entre composés stoechiométrique et non
stoechiométrique : on conserve l'électroneutralité
2°) Cristal parfait de FeO
Description de la structure, diagramme avec position où on le trouve ; ρthéorique et ρexpérimental
3°) Cristal réel de FeO
Diagramme binaire avec O/Fe en abscisse ; dans FeO, jusqu'à 3 défauts pour 1000
a) structure : lacune en fer, excès d'oxygène ou substitution ? On calcule valeurs théoriques et on
regarde la plus proche de la réalité
b) comment rendre compte de l'électroneutralité : sur 3 Fe2+, 1 migre, 2 deviennent Fe3+ ; la non
stoechiométrie est structurée
c) aspect thermodynamique : écriture du K°, lien avec PO2 ; domaine de composition (bien définir la
concentration)
4°) Propriétés des cristaux réels
Propriétés conductives (cristal parfait ionique ne peut pas conduire)...
Ccl
Permet de rendre compte de nombreuses choses telles que structure ou propriétés mécaniques mais
a ses limites. Autres défauts seront vus plus tard
Commentaires
II°)4°) peut sauter ou devenir un III°)
LG3 – Définitions élémentaires sur la structure cristalline : réseaux, nœuds,
motifs et mailles. Assemblages compacts de sphères identiques :
arrangement hexagonal compact et arrangement cubique compact.
Coordinence et compacité. (PC2)
Biblio : Chimie PC-PC* Tec & Doc / J'intègre Chimie PCSI / HPrépa, Chimie des matériaux
inorganiques / L'indispensable en état solide
Pré-requis :
Intro
Différents types de solides (cristallin/amorphe) ; historique de la cristallographie. Pour le carbone,
selon la structure, les propriétés changent. Pourquoi les étudier ?
I°) L'état cristallin
1°) Le modèle
Solide parfait, idem à GP ; état d'ordre max ; arrangement périodique
2°) Description d'un cristal
Partir d'un cristal et retrouver les définitions : motif/noeud/réseau/maille ; réseau=maille+noeud et
structure cristalline=réseau+motif
3°) Systèmes cristallins
Présentation des 7 ; évoquer les modes et existence d'un nombre limité de réseaux (Bravais)
II°) Les cristaux métalliques
Facile à décrire car noeuds=atomes ; atomes=sphères dures
1°) Empilements compacts de sphères identiques
Définition de structure compacte, hc/cfc
2°) Caractéristiques d'un assemblage de sphères
Population, coordinence, masse volumique, compacité (le faire sur l'exemple du cfc et les citer pour
hc et cc)
Ccl
Il reste de l'espace libre : on peut en faire quelque chose (octaédrique, tétraédrique) ; autres
cristaux ; RX ; solide réel a défauts
Commentaires
Etre trés pédestre, et partir d'un exemple pour retrouver les définitions
LG4 – Méthode Hückel simple ; applications (réactivité des molécules
organiques exclue). (L)
Biblio : Rivail / Lissillour / NTA vert, Orbitales frontières / NTA blanc, Introduction à la chimie
moléculaire / Jean-Volatron, Structure électronique des molécules
Pré-requis : notion d'OM
Intro
Lewis dit qu'il n'y a pas de barrière de rotation entre le cis et le trans butadiène alors qu'il en existe
une
I°) Présentation de la méthode de Hückel simple
1°) Cadre de l'étude
But : trouver énergies et formes des OM. Orbitales considérées. Approximations : BornOppenheimer, approximation de champ moyen (hamiltonien électronique total devient une somme
d'opérateur mono-électronique : impose que la fonction propre soit un produit de fonction
monoélectronique), LCAO
2°) Déterminant séculaire de l'éthylène
a) construction complète
b) résolution
3°) Signification des paramètres
Parler de O à 1 ou 2 électrons
4°) Mode d'emploi pour des molécules plus complexes
II°) Applications
1°) Energie
Stabilisation du butadiène ; ∆E=f(nombre e- π) en graphe, et β=f(n) : parler de l'UV ; montrer que β
dépend du système ; déterminant du benzène : règle de Hückel, formule de Coulson ; énergie de
résonance. Couleurs
2°) Charges
CO, modification par la présence d'hétéroatomes ; azulène : fort moment dipolaire
3°) Indice de liaison
Ethylène fondamental et excité ; vision
Ccl
Méthode trés simple d'emploi qui explique beaucoup de choses. Mais problème : stabilisation et
déstabilisation ont mêmes valeurs : ethylène fondamental et excité ont même énergie : limitation du
au recouvrement nul : Hückel étendue
Commentaires
Sab<<1, de l'ordre de 0,2 ; β toujours <0, et tient compte de l'environnement de la molécule, mais
spécifique d'une molécule. Hückel permet de faire du quantitatif, c'est sa valeur ajoutée
Dans NTA, tableau atome/α/β : le remanier en faisant apparaître les EN et classer par EN croissant
LG5 – Forces intermoléculaires. (L)
Biblio : HPrépa PCSI, Chimie 2 / Atkins / Gerschel / Rivail / Cabane & Hénon / Indispensable en
liaison chimique / Huheey / Paul Arnaud / Mesplède, Précis de chimie / (Gillespie)
Pré-requis :
Intro
Molécules et pas ions. Intéractions plus faibles que liaisons covalentes (ordres de grandeur).
Différences forces/potentiels
I°) Existence des forces intermoléculaires
1°) Les états de la matière
3 principales phases, différences, modèle du GP
2°) Les gaz réels
Limites du GP. Gaz se liquéfie donc molécules s'attirent ; ne peuvent pas non plus s'interpénètrer :
équation du gaz de Van der Waals, Viriel
3°) Forces intermoléculaires Cabane & Hénon
Exemple : différences de liquéfaction, solidification, densité de l'eau, propriétés de gaz
II°) Forces intermoléculaires de Van der Waals et associées
1°) Van der Waals
HPrépa, Atkins
a) Keesom : entre 2 dipôles permanents ; EK avant et après moyenne
b) Debye : entre dipôle permanent et dipôle induit : notion de polarisabilité, ED
c) London : entre 2 dipôles induits instantanés : origine quantique, EL (Atkins-Friedman p382) ; la
plus forte des 3
d) Van der Waals : existent dans tous les composés ; ne sont en 1/r6 qu'après moyenne (Gerschel).
Conséquences de VdW. Mais matière ne s'effondre pas
2°) Forces répulsives
Même type que covalent mais de signe opposé ; du à Pauli et non interpénétration des nuages ; trés
courte portée (1/r12 trés utilisé car (1/r6)2 donc pratique en simulation mais exp(-rn) est mieux ; trés
intense. Courte portée (n'apparaissent qu'à haute pression) mais les attractives sont à longue portée
3°) Bilans des forces faibles
Potentiel de Lennard-Jones
III°) Intéractions particulières
1°) Liaisons hydrogènes
HPrépa, Rivail
Mise en évidence, caractéristiques (essentiellement électrostatique), applications : forme des
molécules biologiques, Teb et Tfus, glace flotte, densité maximum de l'eau à 4°C, mobilités de H 3O+
et HO-...
2°) Intéraction hydrophobe Gerschel
Intense devant les autres, longue portée, bilan thermodynamique favorable par entropie
3°) Transfert de charge
Gerschel, Rivail
Ccl
Résumé : origine/intensité/portée/expression. Ions
Commentaires
Distinguer origines classiques et quantiques des forces. Citer ordres de grandeur et comparer à k BT.
Utlisation des forces pour catalyse asymétrique, influence de solvatation qui favorise un ET plutot
qu'un autre donc une réaction (compétition SN/E, CTP)
LG6 – Les oxydes métalliques. Propriétés physiques et chimiques. (L)
Biblio : Smart & Moore / Perrin, Chimie industrielle / BUP861 p177 / HPrépa, Chimie des
matériaux inorganiques / Shriver-Atkins / Marucco / Bernard & Busnot
Pré-requis : diagrammes d'Ellingham / cristaux
Intro
Définition d'un oxyde, origine du nom
I°) Pourquoi étudier les oxydes
1°) L'Oxygène
Shriver-Atkins p398
Abondance ; état triplet, diradical réactif ; X(O), O22-, O2-, O2- ; stabilité des oxydes ([Ne])
2°) Les métaux
Abondance, propriétés réductrices, cas particuliers ; pourquoi sous forme d'oxydes
3°) Les oxydes
BUP861 p177
Description : RX, description de structures ; abondance. Diagramme E-pH. Exemples
(aluminosilicates)
II°) Propriétés chimiques et structurales
1°) Propriétés oxydoréductrices
Diagrammes d'Ellingham, réduction sèche (rôle des orbitales d d'orientation variable est essentiel)
2°) Propriétés acidobasiques
Acide, basique ou amphotère. Evolution dans la 1ère ligne. Influence du DO. Lien avec la surface
3°) Catalytiques
Zéolithes (Smart & Moore, Perrin p219/225). Supports de catalyseur (alumine)
III°) Propriétés électriques et magnétiques
1°) Constatation
Piézoélectricité (BaTiO3), supraconductivité (YBa2Cu3O7), semi-conductivité, conductivité,
diélectriques, magnétiques (CrO2 pour cassettes)
2°) Propriétés électriques BUP861 p177, Smart & Moore
Explication par défauts/non stoechiométrie
3°) Propriétés magnétiques
Différents magnétismes. Ordres de grandeur des Χ. Domaines de Weiss. Pour ferromagnétisme :
électrons sont localisés et ne s'engagent pas dans les liaisons chimiques
4°) Propriétés mécaniques/optiques (?)
Ccl
Utilisés depuis longtemps : TiO2 comme pigment dans peintures. Applications (informatique,
optique), spinelles
LG7 – Le silicium ; élaboration, purification ; propriétés semi-conductrices. (L)
Biblio : Coc (pour jonction P/N) / Tout-en-un PC2 / Greenwood / Smart & Moore (pour P/N) /
BUP744 / Mesplède, Précis de chimie (juste la fin) / Kittel (chiffres) / (Atkins, Colombe, Marucco)
Pré-requis : diagrammes d'Ellingham / cristallographie / diagrammes binaires / diagrammes de
bandes d'un métal et d'un isolant
Intro
Elément trés abondant. Homme s'en sert depuis préhistoire avec le silex. 1ère isolation en 1823. On
s'intéressera que au silicium pur et pas à ses différents produits
I°) Présentation du silicium
1°) Abondance
Abondance dans la croute terrestre, sous forme de SiO2, Si y est tétraédrique
2°) Propriétés atomiques du Si
Colonne 14, configuration électronique, 4 e- de valence : 4 liaisons covalentes possibles. Ressemble
à C. Si a tendance à faire des liaisons simples (diagramme d'OM)
3°) Le silicium cristallin
Structure. Paramètres a, dSi-Si, TF ; moins compacte que le diamant donc pas aussi dur [carbure de silicium]
4°) Utilisation
Industrie électronique. Nécessité de pureté et de monocristal : défi technologique
II°) Elaboration et purification du silicium
[wafer : caché, UV : là où pas caché : polymérise, on lave chimiquement : fait circuit imprimé]
1°) Obtention de silicium de qualité métallurgique
Il faut passer de SiO2 à Si ; creuset, électrode en C : Ellingham. Qualité métallurgique (97%) :
suffisant pour alliages
2°) Obtention de silicium de qualité électronique [TF des silanes est plus faible que TF de Si]
Si+3HCl → HSiCl3+H2 : chlorosilane qu'on purifie par distillation fractionnée, puis retransformé en
Si dans un réacteur CVD : dépôt de Si sur la résistance : qualité électronique mais polycristal
3°) Obtention de Si monocristallin [méthodes utilisées différements et pas à la suite]
a) méthode de Czochralski : un germe de Si qui trempe dans un bain de silicium fondu : les 2
tournes en sens inverse : barreau de monocristal d'environ 2m
b) méthode de la zone flottante : un germe en contact avec un polycristal : on fond la zone de
contact et on descend : recristallise en monocristal et impuretés restent dans la zone flottante ;
diagramme binaire (on fait descendre la zone flottante plusieurs fois de suite) (idem extraction)
III°) Semi-conductivité du silicium
1°) Semi-conductivité de Si pur
Rappels sur les bandes de métal/isolant. Diagramme de bande de Si ≈ diamant, plus faible gap : σ
croît avec T. σ=σporteurs de charge ++σporteurs de charge -=nμne+pμpe, [n=p pour Si pur] : conductivité modulable
2°) Semi-conductivité du Si dopé [0,04eV : un peu de nature de l'élément dopant, beaucoup du réseau cristallin]
a) dopage de type n : P ou As : explication, nouveau diagramme de bande (≈ hydrogénoïde), n>>p
b) dopage de type p : porteurs positifs, nouveau diagramme ; on peut contrôler impuretés [II°)3°)a)]
3°) Jonction PN [charge + d'un côté, - de l'autre : champ électrique]
Zoom sur la jonction, pourquoi diode est passante ou bloquante
4°) Effet photovoltaïque
Sous l'effet d'un rayonnement on peut créer un courant, rendement
Ccl
Si pur a propriétés essentiels pour notre vie, mais production et purification délicate
LG8 – Atomes polyélectroniques : Spin de l'électron ; nombres quantiques de
spin s et ms. Configuration électronique des atomes dans leur état
fondamental : principe de Pauli, règle de Klechkowski et règle de Hund.
Facteurs d'écran (règles de Slater) ; énergie et rayon des orbitales de Slater.
(L)
Biblio : Lissillour / HPrépa / Atkins-Friedman / Rivail / Casalot / (Jean-)Volatron (1) / Leforestier
Pré-requis : modèle quantique de l'hydrogène et des hydrogénoïdes
Intro
Pour H, résolution exacte ; là problème à 3 corps ou plus : pas de résolution analytique
I°) De l'atome polyélectronique à l'atome monoélectronique
1°) Rappels sur les hydrogénoïdes
Orbitales atomiques : n/l/m, expression pour quelques unes, énergie dépend de n et l
2°) Approximation de Born-Oppenheimer [justifier les approximations]
Ecriture du hamiltonien total, simplification
3°) Approximation de champ moyen
Notion d'écran (explication), hamiltonien approché, approximation orbitalaire : Ψ=Πφ, électrons
indépendants. De 1 problème à N+1 corps à N problèmes à 1 corps
II°) Spin de l'électron
1°) Mise en évidence expérimentale [permet pas de voir la quantification du module de spin : que la quantification de la projection sur l'axe z]
Stern & Gerlach : être clair et pédestre. Lien spin/moment magnétique
2°) Nombres quantiques s et ms
Quantification du spin, spin de l'électron
3°) Spin-orbitale – Principe de Pauli
Description d'un électron requiert {orbitale+spin} : 4 nombres quantiques. Principe de Pauli
III°) Configurations électroniques
1°) Définition
Définition. Notion d'état fondamental et excité
2°) Règle de Klechkowski
Règle et exceptions (retour sur Ag ↔ e- pour Stern & Gerlach). Ions, e- de coeur et de valence
3°) Règle de Hund
Enoncé, magnétisme (lié à répulsion électrostatique)
IV°) Le modèle de Slater
1°) Règles de Slater
Règles, calcul de Z*, non auto-écrantage des électrons (le n* qu'on rencontre parfois est du au fait que la fonction
radiale une proba non nulle d'être proche du noyau, l'écrantage est donc moins grand que prévu par les règles)
2°) Rayon des orbitales
Définition, calcul, comparaison à d'autres orbitales (en MQ, <Ψ|r|Ψ>)
3°) Energies des orbitales
Energies (dépend que de n, contraire à Klechk.) et énergies d'ionisation. Valeurs réelles et calculées
Ccl
Limites du modèle et ouverture à d'autres (Hartree : approximation orbitalaire sans champ moyen)
LG9 – Classification périodique des éléments à partir du modèle quantique de
l'atome. Evolution de quelques propriétés atomiques (L)
Biblio : Jean-Volatron 1 / Shriver-Atkins / Miessler-Tarr / HPrépa PCSI 1 / Mc Quarrie
Pré-requis : atomes hydrogénoïdes / polyélectroniques
Intro
Historique de la classification : avant par masse atomique croissante (maintenant par numéro
atomique) et périodicité introduite par l'analogie des propriétés (maintenant par l'analogie de la
couche de valence)
I°) Construction de la classification périodique
1°) Orbitales atomiques et répartition des électrons
Rappels : fonctions angulaires et radiales, régles de Pauli et Klechkowski, diagramme de
Klechkowski (Jean-Volatron)
2°) Construction de la classification
Le faire au tableau en suivant le diagramme précédent, en colonne les mêmes configurations
électroniques de valence, blocs
3°) La classification périodique
En commenter une sur transparent. U est l'élement naturel le plus lourd
4°) Exceptions
Cr, Cu : expliquer avec cases ou niveaux montrant les e- avec leur spin : Eéchange ; niveaux proches
II°) Evolution des propriétés atomiques
1°) Rappel : modèle hydrogénoïde
Règles de Slater, charge effective (Jean-Volatron p58 qu'on complète par EDT, Ln), rayon, énergie
2°) Evolution du rayon
Evolution dans une ligne (Z*) et dans une colonne (n), discontinuité : Jean-Volatron p60. Rayon
atomique, covalent, métallique (Shriver-Atkins p24)
3°) Evolution de l'énergie
a) énergie des orbitales de valence : séparation ns-np : valeurs (Jean-Volatron) et courbe (Rivail)
b) potentiel d'ionisation (Miessler-Tarr p41)
c) électroaffinité
4°) Electronégativité
Expressions (Shriver-Atkins p31)
Ccl
Relation entre position et propriétés chimiques : caractère oxydant et réducteur (au DO 0), DO,
acido-basicité des oxydes
Commentaires
On détermine la configuration électronique d'un élément par spectroscopie et magnétisme (dur pour
grand Z car niveaux serrés). Orbitales g, h... se rencontrent dans les états excités. Z* est constant
dans une colonne à partir de la 4ème ligne. Effets relativistes apparaîssent pour les éléments les plus
lourds. Pas d'analogie à la règle de Koopmans pour l'affinité car ajouter un électrons modifie trop
les interactions électrons-électrons
Contraction : le rayon varie peu entre les éléments et ceux placés juste au dessus : l'orbitale 4p (pour
Ga à Kr) ou 5d (pour la contraction des lanthanides, Hf à Hg) pénètrent assez prés du noyau et
ressent une charge plus grande ; les 3d (Ga à Kr) et 4f (Hf à Hg) sont dites diffuses et les électrons
écrantent alors mal le noyau. Existe aussi pour le Sc et est prévisible par Z*.
LG10 – Description des molécules diatomiques homonucléaires :
→ Principe de construction des orbitales moléculaires par combinaison linéaire
d'orbitales atomiques de même symétrie ; notion de recouvrement de deux OA.
→ Commentaire du diagramme des orbitales moléculaires des molécules
diatomiques homonucléaires des éléments de la deuxième période. (PCSI
option PC)
Biblio : Jean-Volatron 1 / Hollas / Atkins / HPrépa / Miessler-Tarr
Pre-requis : théorie de Lewis / atomes hydrogénoïdes, polyélectroniques
Intro
Schéma de Lewis de O2 ne rend pas compte des propriétés paramagnétiques ; longueur de la liaison
O=O comparée à la peroxo (O-O)
I°) Théorie des orbitales moléculaires
1°) Position du problème
Equation de Schrödinger insoluble : on cherche des fonctions approchées
2°) Approximations
a) Born-Oppenheimer : on sépare noyaux et électrons, mais mouvement des noyaux responsible de
vibration et rotation ; problème : il y a trop d'électrons
b) approximation orbitalaire : on sépare les coordonnées électroniques (on fait de même pour le
hamiltonien) ; problème : comment trouver les φ ?
c) LCAO : on se sert de ce qu'on connaît, à savoir les OA ; est une approximation si la base est finie
3°) Principe d'obtention des OM
Jean-Volatron p75 : forme des OM, liant/antiliant, niveaux d'énergies, diagramme d'OM. Surface
nodale. L'intéraction entre 2 OA dépend du recouvrement
II°) Applications
1°) Molécules diatomiques homonucléaires de la 1ère période
Règles de Klechkowski, Pauli, Hund restent valables ; remplissage électronique : diagrammes de
H2+, H2, H2-, He2 qu'on remplit. Indice de liaison (à relier aux caractéristiques de la liaison)
2°) Molécules diatomiques homonucléaires de la 2ème période
On a ici des OA 1s, 2s, 2p : lesquels interagissent ? Diagrammes de O2 et de N2 (inversion de l'ordre
des niveaux dans un cas et dans l'autre non). Forme des OM. Longeur, énergies, indice de liaison
des X2
3°) Mise en évidence expérimentale
ESCA (ou UPS)
Ccl
Magnétisme de O2
Commentaires
Pour les 3 approximations, les expliquer, dire pourquoi elle sont nécessaires et ce qu'on obtient
après. Dans le premier diagramme tracé, faire apparaître les électrons de coeur.
LG11 – Applications de la théorie des orbitales moléculaires à l’étude de la
structure électronique, des propriétés physiques et de la réactivité de
quelques molécules diatomiques. (L)
Biblio : Rivail / Hollas / Miessler-Tarr
Pre-requis : théorie de Lewis / atomes hydrogénoïdes, polyélectroniques
Intro
Schéma de Lewis de O2 ne rend pas compte des propriétés paramagnétiques ; longueur de la liaison
O=O comparée à la peroxo (O-O). Molécules diatomiques importantes car étude aisée (d'où
comparaison théorie/expérience pour pouvoir après extrapoler) et car molécules importantes
I°) Théorie des OM et structure électronique
1°) Rappels
Position du problèmes ; approximations de Born-Oppenheimer, approximation orbitalaire, LCAO ;
on peut calculer expression et énergie des OM
2°) Structure électronique
Miessler-Tarr p131
a) molécules homonucléaires : recouvrement et intéraction pour ns/np ; exemple de O2 :
stabilisation/déstabilisation, notation g/u, remplissage (Pauli, Hund) : configuration électronique,
indice de liaison ; cas de N2 : ∆E(2s/2p) plus faible, 2σg au-dessus de πu
b) molécules hétéronucléaires : LiH (pas u et g car pas symétrique), HF
Mais pourquoi connaître OM ?
II°) Propriétés physiques
1°) Longueur, force de liaisons et indices de liaison
Tableau n/Re/D pour différentes A2 et quelques liaisons : pourquoi Be2 n'existe pas
2°) Propriétés magnétiques
Paramagnétisme/diamagnétisme : avec B2, étude du magnétisme permet de savoir s'il y a des
interactions 2s/2pz ou pas
3°) Propriétés électrostatiques
Rivail p117
a) charges
b) moment dipolaire
Rivail p122
4°) Propriétés spectroscopiques
Miessler-Tarr p132
III°) Réactivité
1°) Due à la forme des OM
Liaison σ pour HO- / σ et π pour CO. CO et CN- souvent liés par C car la σ et la π* y ont un plus
gros coefficient. HCl sur butadiène : réaction sur les carbones terminaux
2°) Acidité au sens de Lewis
Couleurs des halogènes modifiées selon le solvant Miessler-Tarr p211
3°) Systèmes donneurs/accepteurs
CO est π donneur et π* accepteur : se fixe sur Fe haut-spin de hémoglobine : Spessard p61-65.
Diminution de la force de la liaison : permet hydrogénation d'alcènes catalysés par métaux de
transition : Spessard p129
Ccl
Explique beaucoup de faits expérimentaux ; plusieurs prix nobel, certains récents (1998)
[Parler souvent de recouvrement. Evoquer UPS, XPS. Si on compare molécules, le faire ssi elles sont isoélectroniques comme CO et N2 par exemple]
LG12 – Théorie du champ cristallin, applications. (L)
Biblio : Casalot / Tec & Doc / Huheey / Smart & Moore / Rivail
Pré-requis : OA / OM / chimie des solutions / cristallographie (structure spinelle)
Intro
Propriétés physico-chimiques des molécules sont dues aux électrons (réactivité, liaison, couleur,
magnétisme, conduction...) il faut donc être capable de les décrire : ici, une première théorie simple
I°) Présentation des complexes
1°) Elements de transition
Définition, exemples : Fe, Cu, Zn ; on se restreint aux métaux d
2°) Géométrie des complexes
Octa, tétra, plan carré ; exemples
II°) Théorie du champ cristallin
1°) Présentation du modèle
Historique, orbitales d, peu de MQ surtout électrostatique ie pas de mise en commun des électrons
2°) Levée de dégénerescence
Ion libre → 12 e- en champ sphérique → levée en t2g/eg, barycentre conservé ; le système a l'air de
préfèrer l'ion libre au complexe : on ne regarde pas toutes les autres orbitales qui stabilisent
3°) Configuration électronique
Règle de stabilité / principe de Pauli / règle de Hund ; cas champ fort / champ faible, exemples
4°) Energie de Stabilisation du Champ Cristallin
ESCC = Eoctaédrique-Esphérique ; ex de Fe(CN)63- : en BS et HS ; notion de ligand à champ fort
5°) Paramètres influençant ∆O
Le métal (DO, charge, exemples) ; les ligands (série spectrochimique)
6°) Géométrie tétraédrique
Ligands pointent hors axes, valeur de ∆t : faible, on est toujours en champ faible
III°) Applications
1°) Couleurs des complexes
Ion métallique dans de l'eau : coloré ; Ti(H2O)63+ ; ΔS=0 : Mn2+, d5 ds eau: pas de transition possible
2°) Magnétisme
Huheey
Exemples de composés diamagnétiques ou paramagnétiques, explications ; formule du spin seul
3°) Effet Jahn-Teller
Octaèdre déformé, valeur de la longueur des liaisons ; orbitales pointant vers axe z voient moins les
ligands ; molécule non linéaire avec état électronique dégéné va se déformer pour abaisser son E
4°) Stabilité des spinelles
Casalot / Huheey / Shriver-Atkins
2+
AB2O4, A bivalent (A ), B trivalent (B3+) : description des directes ou inverses ; ESCC
Ccl
Beaucoup d'explications avec théorie simple, mais nombreuses approximations et n'explique pas la
série spectrochimique/réactivité/règle des 18 électrons/transfert de charge. De plus MnO4- violet
intense alors que c'est un d0 : transfert de charge, électrons des orbitales montent
[P a une contribution électrostatique (répulsion coulombienne) et une quantique (appariement fait perdre l'énergie d'échange) ; sur une colonne P diminue car orbitales +
diffuses donc moins de répulsion. ∆O augmente en descendant une colonne car le maximum de densité électronique est plus près des ligands pour une 4d que pour une 3d.
Sur une ligne, Z* augmente, la 3d est donc contractée et rmax se rapproche du noyau : le ligand se fait moins sentir, ∆O diminue (comme Z* augmente, les ligands se
rapprochent aussi mais l'effet est moindre). Quand la charge augmente ∆O augmente car le ligand est plus attiré (l'OA d se contracte aussi mais le rapprochement du ligand
l'emporte). Pour les lanthanides, l'éclatement est négligeable (les 4f sont trés contractées), mais il est présent pour les actinides où les 5f participent à la liaison métal-ligand]
LG13 – Nature de la liaison métal-ligand ; Influence sur les propriétés chimiques
du métal et du ligand.(L)
Biblio : Astruc / Huheey / Shriver-Atkins / Yves Jean / Sarrazin / BioVeto 2
Pré-requis : oxydoréduction / formalisme de Green, champ cristallin, diagramme d'OM / SEA, SN
Intro
Liaison M-L ou liaison de coordination est covalente. Peut être regardé d'un point de vue
électrostatique : champ cristallin ou diagramme d'OM (schéma avec 6 OM L, 3 OM NL, 6 OM AL)
I°) Influence sur les propriétés chimiques du métal
1°) Propriétés redox
a) stabilité de DO : NH3 stabilise Cu(I)
b) potentiel standard apparent : pour couple Ag+/Ag, la complexation par NH3 augmente le pouvoir
réducteur de Ag (comparer avec Cu+/Cu) ; Fe3+/Fe2+ : les 2 peuvent être complexés par CN2°) Etats de spin
a) influence des interactions π du ligand avec M : π-donneurs, π-accepteurs
b) application : transport de O2 par la myoglobine : passage d'un complexe HS à BS : change
diamètre de l'ion fer
3°) Solubilité
Diagramme E/pH du zinc : dihydroxyde insoluble, tétrahydroxyde soluble
II°) Influence sur les propriétés chimiques du ligand
1°) Propriétés acido-basiques
Quand H2O compléxé à M, on augmente le caractère acide du proton : Cr(H2O)63+ + H2O =
Cr(H2O)5(OH)2+ + H3O+ : pKa=4 : l'eau ligand a un caractère acide plus marqué que l'eau solvant.
Plus la charge augmente plus l'acidité est marquée : Pt4+(2)<Cr3+(4)<Fe2+(7)<Li+(14)
2°) Influence sur la réactivité du ligand
a) affaiblissement de liaisons de ligands : exemple avec ligand C=O ; cata hétérogène de FischerTropsch (Cp(CO)3Fe par NaBH4)
b) SN et SE sur ligands aromatiques : va beaucoup plus vite sur le ferrocène que sur le benzène :
ferrocène + H2SO4 et ferrocène + aminométhane
c) protection et stabilisation de fragment : eugénol protégé par Cp(CO)2Fe
Ccl
Non exhaustif : effet trans
Commentaires
Il faut expliquer ce qu'est la liaison M-L et le plus possible re-orienter vers la nature de la liaison.
Faire des schémas avec délocalisation des électrons par exemple
LG14 – Les éléments de transition : structure électronique et principales
caractéristiques physiques et chimiques illustrées par quelques
exemples. (L)
Biblio : Shriver-Atkins / Mingos / OCP 71 / Astruc / OCP 73 & 76 / Greenwood
Pré-requis : atomistique / cristallo / oxydoréduction, diag. de Frost, E-pH / elt s, p / champ cristallin
Intro
Chimie des éléments dépend beaucoup de la colonne ; pour bloc d et f, peu d'évolution verticale et
horizontale d'où la notion de bloc. Pas le bloc f ici
I°) Structure électronique des EDT
1°) Définition
Définition, pas le Zn. Exemple d'éléments et de leur utilisation. On regardera OA nd et nf : hautes
en énergie et diffuses : proches de (n+1)s et np
2°) Structure électronique
Classification avec structure fondamental (bleu régulière, rouge irrégulière) : +/- autant de chaque.
E=f(nbre de groupe) (Mingos) (4s arrachés avant 3d), densité radiale (3d plus contractés et ont plus
d'e-). Ni, Pd, Pt ont structures ≠ mais mêmes propriétés : on parle de configuration dn
3°) Evolution des propriétés atomiques du bloc d
a) charge effective : évolution de Z* sur la 4ème ligne, comparaison avec s et p
b) rayon atomique : avec intéraction coulombienne : Z* augmente => rat diminue mais lentement
c) énergie de ionisation : 1ère, nème ; on s'attend à ce que EI augmente de G vers D (Mingos, Atkins)
d) électronégativité : tableau avec valeurs : Δχ(C/O)=1 (2 colonnes), Δχ(Sc/Cu)=0,55 (9 colonnes)
II°) Propriétés d'oxydoréductions des EDT du bloc d
1°) Présentation de différents DO
Courbe des DO possibles selon l'élément (Mingos) ; 2 tendances en compétition, DO max au milieu
2°) Potentiels d'oxydoréduction
Diagramme de Frost de quelques EDT 3d : NE° en fonction de N ; NE° ∝ -ΔrG/F (Shriver-Atkins)
3°) Stabilité dans l'eau des degrés intermédiaires de la série 3d
Diagrammes E-pH de Fe et Mn dans l'eau (Shriver-Atkins), mais on a besoin de ces métaux purs
4°) Le degré 0 des EDT
a) obtention et abondance : à partir d'oxydes comme pour les autres métaux ; abondance
b) structure cristalline : système compact : valence + élevé pour bloc d que s et p ; colonnes 5,6,8
font exceptions ; répulsion interélectronique => structure cristalline pseudo-compact ; ρ=f(élément)
c) conduction électronique et thermique : EN faible : mer d'e-, explications par chimie orbitalaire
d) TF, Eatomisation
III°) Complexes des métaux de transition
1°) Le champ cristallin
a) spectroscopie : différentes couleurs pour différents complexes, évolution de la couleur, ΔS=0
b) magnétisme des complexes
2°) Equivalent d'hydrures
Du à la différence d'électronégativité. Astruc p190 (& p145, p355). RMN particulière
3°) Catalyse
Montrer juste les différents DO d'un cycle (Waker, hydrogénation...)
Ccl
Richesse de la chimie organométallique. Etude plus poussée dans la prochaine leçon. En bio :
hémoglobine s'est servi du fer pendant 50 minutes. En labo ou industrie : catalyseurs
LG15 – Aspects cinétiques de l'oxydoréduction en solution aqueuse.(L)
Biblio : Girault / Rochaix / Trémillon / Sadki / Bard
Pré-requis : thermodynamique de l'oxydoréduction / loi de Fick / cinétique chimique
Intro
On a vu E-pH : prédiction si une réaction électrochimique se fait ou pas. Mais en labo, on a utilisé
des solutions aqueuses de KMnO4 : cinétique. Etude de cinétique pour systèmes hors équilibre
I°) Courbes i-E
1°) Vitesse de réaction
vc=-jc/nF, va=-ja/nF, v=vc-va=j/nF
2°) Montage expérimental
Montage à 3 électrodes ; explications, raisons. Si E>Eeq, on déplace l'équilibre dans le sens de
l'oxydation, circulation de charge, courant anodique. Cas E<Eeq. Surtension
3°) Mécanisme
Schéma avec diffusion, convection, migration et transfert de charge : 4 étapes élémentaires. Régime
pur si l'une des vitesses est plus lente que toutes les autres. On verra transfert de charge pur et
transfert de masse pur
4°) Allure des courbes
Différents cas limites : réaction rapide dans les 2 sens (système rapide), réaction lente dans les 2
sens (système lent), rapide dans un sens et lent dans l'autre (surtension anodique ou cathodique).
Schéma de H+ sur différents métaux. Réversible/irréversible et lien avec les régimes
Pour la suite : régime stationnaire, grand volume, électrode plane front du solvant
II°) Cinétique électrochimique
1°) Constantes de vitesse
Détail dans le sens oxydation et réduction
2°) Calcul de l'énergie d'activation
Détail du chemin réactionnel avec précision des écarts énergétiques. Asymétrie. Valeurs des coeff.
3°) Equation de Butler-Volmer
Démonstration en discutant les différents cas et termes de l'équation sur un graphe i-E. Discussion
des couples rapides/lents, nature de l'électrode (surtension)
III°) Systèmes purs
1°) Transfert pur
Tafel : représentations, informations obtenues, conditions d'applications. Résistance de transfert,
pente, détermination de α
2°) Diffusion pure
Courant limite de diffusion, loi de Levich, électrode tournante, potentiel de demi-vague. Profil des
concentrations au voisinage de l'électrode, couche de diffusion
Ccl
Plus de choses en TP. Importance en industrie (couplage galvanique, anode sacrificielle)
Commentaires
Avoir en tête théorie de Marcus pour les questions et méthodes électrochimiques non stationnaires
LG16 – Loi de Raoult ; loi de Henry. Détermination des coefficients d’activité.
(L)
Biblio : Brenon-Audat / Atkins / Tout-en-un PC-PC* / Gibert, Reid pour détermination de γ
Pré-requis : équilibre thermo / potentiel chimique d'un gaz / mélanges réels et idéaux
Intro Brenon-Audat
En thermochimie, on regarde équilibres et évolution entre équilibres : on peut regarder réaction
chimique, changement de phase... Ici on regarde µ en phase liquide, mais il n'y a pas d'équation
d'état pour un liquide. Rappel : µ en phase gaz (GP pur, mélange idéal de GP, mélange de gaz réels)
; notation utilisées (Pi*<=>Pis). On ne s'intéresse pas aux solutions électrolytiques (mais être prêt
pour les questions). Etudes de solutions (et pas de mélanges).
I°) Equilibres binaires isothermes liquide-vapeur
1°) Résultats expérimentaux
Brenon-Audat
2 types de diagrammes ; l'un des deux se retrouve surtout si les composés se ressemblent
2°) Loi de Raoult
Brenon-Audat / Atkins
Mise en évidence, énoncé, interprétation démonstrative
3°) Loi de Henry
Idem
4°) Lien loi de Raoult/loi de Henry
Démonstration du fait que quand 1 suit la loi de Raoult, 2 suit la loi de Henry
5°) Mélanges idéaux
Démonstration du fait que mélange idéal <=> tous les constituants suivent la loi de Raoult. Rappel :
mélange idéal : µi(T,P,xi) = µi*(T,P) + RT.ln(xi) ; µi*(T,P) = potentiel chimique de i pur
II°) Mélanges réels
1°) Activité et coefficients d'activité Atkins
Rappels : dans la loi d'action des masses, on a vu la notion d'activité, de coefficient d'activité. On
les ré-utilise pour justifier de l'écart à l'idéalité. Expression des µ ; dépend de la référence. Ecriture
en faisant apparaître g ; exemples
2°) Détermination de coefficients d'activité
a) détermination graphique
b) application de la relation de Gibbs-Duheim
c) propriétés colligatives (cryométrie, ebulliométrie)
d) tonométrie
Ccl
Transparent récapitulatif
Commentaires
Mettre vraies valeurs autant que possible. Mélange idéal : interactions sont toutes les mêmes ;
mélange parfait : pas d'interaction
LG17 – Application du second principe de la thermodynamique à l'étude de
l'évolution d'un système chimique ; critères d'équilibre. (L)
Biblio : Brenon-Audat / Tout-en-un PC-PC* / HPrépa PC-PC* / Atkins
Pré-requis : 1er et 2nd principe / potentiel chimique / grandeurs standards
Intro
Définition d'un système chimique. 1er principe = conservation.
I°) Second principe et évolution d'un système chimique
1°) Second principe
Principe d'évolution. Enoncé.
2°) Lien avec l'enthalipe libre de réaction Brenon-Audat / Tout-en-un
∑υiAi=0 ; avancement ; dG ; ∆rG ; ∆rG.dζ=-T.δiS ; affinité et intérêt (valable pour tt X,Y imposés)
3°) Evolution spontanée du système
Spontanée=>irréversible
a) condition d'évolution spontanée
b) réactions simultanées (permet de faire des réactions non thermodynamiquement favorisées)
II°) Equilibre d'un système chimique
1°) Conditions d'équilibre
Brenon-Audat
dG=0 (car potentiel thermo) ; à T,P cst : ∆rG.dζ ; diagramme G=f(ζ) : ∆rG=pente de la courbe
2°) Loi de Guldberg et Waage
Ecriture, discussion. Définition de K° pa ∆rG°
3°) Influence de la température
Loi de Van't Hoff
4°) Bilan : évolution jusqu'à l'équilibre
Diagramme si équilibre déplacé dans un sens ou dans l'autre
Ccl
Cinétique. Déplacements
LG18 – Lois de déplacement des équilibres ; influence de T, de P, de
l’introduction d’un constituant actif et d’un constituant inactif.
(PC2)
Biblio : Brénon-Audat / Tout-en-un PC-PC* / HPrépa PC-PC* / Perrin
Pré-requis : thermochimie / courbes G(ζ) / variance / affinité / relation de Van't Hoff
Intro
En synthèse industriel, on joue sur critères cinétiques et déplacements d'équilibre. Info sur synthèse
de NH3. Perturbation depuis un équilibre en changeant un paramètre. Gaz seront parfaits, solutions
idéales
I°) Perturbation d'un état d'équilibre
1°) Variance, déplacement et rupture d'équilibre Brenon-Audat
Rappels sur la variance. Définition de rupture et déplacement
2°) Evolution de systèmes perturbés
a) critère d'évolution : Adζ>0 ; préciser les conventions pour réactifs/produits/flèches
b) perturbation infinitésimale d'un état d'équilibre : schéma du Brenon-Audat
c) expression de l'affinité : démonstration de l'expression générale : beaucoup y revenir
3°) Principe de Le Chatelier
Enoncé
II°) Etudes de systèmes fermés
1°) Influence de T
∆rH°.dT.dζ>0 ; accord avec loi expérimentale de Van't Hoff
2°) Influence de P
III°) Evolution de systèmes ouverts
1°) Ajout d'un constituant inactif en phase gaz
T,V constant : pas d'effet ; T,P constant : revient à diminuer la pression
2°) Ajout d'un constituant inactif en phase condensée
Phase pure / soluté inactif / dilution par un solvant
3°) Ajout d'un constituant actif en phase gaz
T,V constant : évolution vers la consommation de ce qui a été ajouté ; T,P constant : pas de
conclusion générale (le traiter en TD)
4°) Ajout d'un constituant actif en phase condensée
Ccl
Compromis cinétique/themo. Ex de NH3
Commentaires
Leçon longue, faire au début calcul de variance et d'affinité puis les mettre sur transparents.
Se renseigner sur le programme Chimie Géné (www.inovasys.com) : donne le rendement
thermodynamique qu'on va essayer de retrouver sans trop de calculs.
LG19 – Définition du potentiel chimique ; expression de l’enthalpie libre en
fonction des potentiels chimiques, relation de Gibbs-Duhem ; variation du
potentiel chimique avec la pression et la température. (PC2)
Biblio : Brenon-Audat / Tout-en-un PC-PC* / HPrépa PC-PC*
Pré-requis : 1er et 2nd principes
Intro
I°) Grandeurs molaires partielles
1°) Rappels mathématiques
Différentielle d'une fonction de plusieurs variables, identité d'Euler, égalité de Schwartz
2°) Volume molaire partielle
Atkins
Exemple eau/ethanol ; définition
3°) Enthalpie libre molaire partielle
Ecriture de dG : on y fait apparaître ∂G/∂ni)T,P,nj. Expression de ∂G/∂P et ∂G/∂T. Notion de variables
canoniques
II°) Le potentiel chimique
1°) Définitions
Définition à partir de G puis F, H, U
2°) Retour sur l'expression de G
Expression de dG puis G=∑niµi par définition ; Gibbs-Duhem
3°) Variation du potentiel chimique
Variation avec T et avec P
4°) Exemple de l'expression du potentiel chimique d'un composé pur
Exemple du GP pur
5°) (Bonus) Equilibre d'un corps pur sous 2 phases
Expression du potentiel chimique en phase condensée
Ccl
Notion essentielle en chimie ; gouverne toutes les réactions. Par la suite, d'autres expressions du
potentiel et utilisation pour déplacer des équilibres
LG20 – Equilibres liquide-vapeur, étude isobare et étude isotherme, miscibilité
totale ou nulle à l’état liquide. (PC2)
Biblio : Tout-en-un PC-PC* / HPrépa PC-PC* / Brenon-Audat
Pré-requis : loi de Raoult, loi de Henry / variance / potentiel chimique
Intro
Cadre et raisons de l'étude
I°) Miscibilité totale à l'état liquide
1°) Diagramme isotherme
a) obtention : courbes d'analyse de pression, variance sur chaque portion de droite
b) étude théorique des courbes : nom, signification, équations
2°) Diagramme isobare
Idem
3°) Formes des diagrammes
A 1 ou 2 fuseaux
4°) Exploitation des diagrammes
Distillation simple, fractionnée, azéotrope : dispositifs, interprétations, exemples
II°) Miscibilité nulle à l'état liquide
1°) Obtention du diagramme isobare
Courbes d'analyses thermique
2°) Etude des courbes
Nom, signification, équations ; hétéroazéotropes : propriétés
3°) Exploitation des diagrammes
Hydrodistillation, entraînement à la vapeur d'eau, Dean-Stark : dispositifs, interprétations, exemples
Ccl
Commentaires
Ne pas faire diagrammes avec A/B mais avec exemples concrets. Prendre une verticale, descendre,
et expliquer ce qui se passe dans les différents domaines et en rapprochant des analyses thermiques.
Connaître le théorème de Gibbs-Konovalov (Bottin-Mallet ou Tec & Doc). Parler de la distillation
du pétrole. Faire un tracé de diagramme à partir des courbes d'analyse (pour illustrer)
LG21 – Equilibres solide-liquide ; étude isobare, miscibilité totale à l’état
liquide, totale ou nulle à l’état solide ; notion de composé défini ;
théorème des moments chimiques. (PC2)
Biblio : Tout-en-un PC-PC* / HPrépa PC-PC* / Brenon-Audat / JCE1990 p156
Pré-requis : loi de Raoult, loi de Henry / variance / potentiel chimique
Intro
Cadre et raisons de l'étude. Suite de la leçon précédente. On se limite à isobare
I°) Miscibilité totale à l'état solide et à l'état liquide
1°) Obtention des diagrammes
Courbes d'analyses thermiques, interprétation
2°) Présentation des diagrammes
a) différentes formes
b) équations des courbes
3°) Utilisation des diagrammes
a) théorème de l'horizontale
b) théorème des moments chimiques
II°) Miscibilité nulle à l'état solide et totale à l'état liquide
1°) Miscibilité nulle à l'état solide
a) existence
b) conséquences sur les courbes d'analyse thermique
2°) Présentation des diagrammes
a) notion d'eutectique : JCE1990 p156
b) signification et équations des courbes
3°) Composés définis
Ccl
LG22 – Construction et utilisation de diagrammes d’Ellingham : application au
grillage et à la pyrométallurgie. (PC2)
Biblio : Bernard & Busnot / HPrépa PC-PC* / Tout-en-un PC-PC* / HPrépa, Chimie des matériaux
inorganiques / Benard, Métallurgie générale
Pré-requis : thermodynamique / oxydoréduction
Intro
I°) Construction des diagrammes d'Ellingham
1°) Convention, approximations d'Ellingham
a) convention : xM + y/2 O2 = MxOy avec y/2=1
b) approximations d'Ellingham : énoncé, illustration numérique
2°) Tracé du diagramme d'Ellingham de ZnO
ZnO se décompose avant de fondre ; explication pédestre de comment obtenir les équations. Tracé
en live sur transparent. Signe de la pente, changement d'état physique (rupture de pente, continuité
de la courbe)
II°) Utilisation des diagrammes
1°) Interprétation
∆rG=RT.ln(PO2eq/PO2) : courbe représente système à l'équilibre ; selon la valeur de P O2eq par rapport à
PO2, rupture d'équilibre dans un sens ou l'autre. Corrosion
2°) Principe d'utilisation
a) équilibre de Boudouard : tracé des droites pour C ; à changement d'état, rupture de pente et
continuité de la courbe. Les 3 se coupent en 1 point car l'une est une CL des 2 autres
b) réduction de Zn : superposition des diagrammes
3°) Extension
Chlorures et sulfures
III°) Pyrométallurgie
1°) Position du problème
But : Mn+ + ne- = M. Considération cinétique, chimique, économique, de sécurité (H2 explosif).
Meilleur réducteur
2°) Utilisation d'halogénures ou des sulfures métalliques
Pour chlorures : Ti, Zr, Hf. Pour fluorures : U. Pour sulfures : Hg et Pb ou passage à oxyde (Zn...)
3°) Obtention du zinc par voie sèche
Description
Ccl
Il existe d'autres méthodes comme hydrométallurgie (90% de la production de zinc) : par
électrolyse : critère cinétique plus que thermodynamique
Commentaires
Si on veut superposer des diagrammes d'oxydes, de sulfures, de chlorures, etc... il faut avoir même
DO : 1 mole de O2 ↔ 2 moles de Cl2
LG23 – L'eau solvant : solvatation, ionisation. (L)
Biblio : Huheey / Mesplède, Précis de chimie / Bottin-Mallet / HPrépa PCSI / Tout-en-un PCSI /
Gerschel / Didier, Chimie générale / Zundaihl / Delcourt / Bernard, Chimie minérale
Pré-requis : VSEPR, Lewis, acide-base, conductivité / grandeurs standard de réaction / forces
intermoléculaires
Intro
Terre = planète bleue.
Notre corps est composé majoritairement d'eau ; l'eau permet et
influence la vie (fait pousser aliments, refroidit moteurs). Solvant (permet de mettre en contact les
molécules), solution. Quand on met une sucrette dans le café, il devient sucré : le solide a disparu
mais la molécule est encore présente. On s'intéressera surtout aux composés ioniques
I°) Propriétés de l'eau
1°) Géométrie et conséquences
Mesplède / Bottin-Mallet
Description des atomes, VSEPR, longueurs de liaisons, angle, polarisation des liaisons. Valeur de µ
2°) Propriétés chimiques
H acide : solvant protique ; doublet non liant : base de Lewis et de Brönsted ; possibilité de LH
3°) Propriétés physiques
Mesplède
Tebullition / Tfusion / εr ; l'eau liquide à TA (faire un graphe, mieux qu'un tableau), glace flotte (du aux
LH, plus importante que VdW, moins que covalentes) ; fort εr => Félectrostatique plus faible : dissociant
II°) Ionisation, dissociation, immersion
1°) Ionisation
L'eau ionise que les ions : création de paires d'ions : HCl → (H+,Cl-)aq, distance reste la même
2°) Dissociation
Séparation de la paire d'ions précédente en H+ et en Cl- : effet de µeau et de εr (valeur de la force
électrostatique) ; comparaison de l'énergie nécessaire avec RT : simple agitation suffit à les séparer
alors que TF(NaCl)=800°C (ions y existent déjà, pas besoin d'étape d'ionisation)
3°) Immersion (ou solvatation : s'appelle hydratation pour l'eau)
H+gaz → H+aqueux : reliable à ça (travail pour passer de la phase gaz à l'eau : α(1-1/εr)
III°) Etude de la solvatation
1°) Cations, anions
Bottin-Mallet
Plus l'ion est chargé plus il sera entouré, plus il est gros aussi (tableau d'enthalpie d'hydratation en
fonction de la taille et de la charge) ; prendre en compte répulsion entre molécules d'eau. Création
de liaison d'origine électrostatique, favorisé par grand m car E electrostatique= -µ.E. Anion/cation selon
direction de µ.
2°) Espèces non ioniques
Bottin-Mallet
Processus se limite à la solvatation : que LH ou VdW
IV°) Conséquences
1°) Aspect thermodynamique; solubilité
Huheey p313
∆rGdissolution=∆rH-T∆rS ; pour S, ∆rSsolvant<0, ∆rSsoluté>0 : différence petits ions/gros ions ; pour H, cycle
de Born-Haber. Prévision de la solubilité : si ions de rayons trés différent, bonne solvatation ; si
∆rHdissolution≈0, bonne solvatation des gros ions (NaCl), mauvaise pour les petits (LiF)
2°) Acido-basicité
Couples de l'eau ; valeur du α ; effet nivelant. Acide (ou base) fort/faible/indifférent
3°) Conductivité
Capacité à conduire le courant : l'eau le peut-elle ? Oui par l'autoprotolyse (faire expérience avec
générateur et ampoule). Hypothèse d'Arrhénius. Electrolyte fort/faible, loi de dilution d'Ostwald
4°) Mobilité des ions
µα1/rsolvant : listes pour cations solvatés et non solvatés, idem pour anions
Ccl
Eau dissout les acides dans l'atmosphère mais ne dissout pas tout comme dans le savon ; partie
hydrophyle et hydrophobe. Acétone infiniment soluble dans l'eau. Il existe d'autres paramètres
comme la température ou l'agitation : si on met du sel dans l'eau, ne se dissout pas tout seul. L'eau
peut gêner certains enzymes
Commentaires
Bien faire la différence entre propriétés microscopique et macroscopique ; pour montrer que l'eau
possède un µ, baton chargé et filet d'eau : est toujours attiré (forces attractives plus fortes que les
répulsives) ; eau est structuré à courte échelle (faire l'expérience)
Le moment dipolaire n'est pas la somme des moments dipolaires des liaisons : les doublets en sont
une composante importante. Pour les solvants, l'eau n'est dépassé en εr que par HCN (119 à 291K),
HF (84 à 273K), H2SO4 (101) (Bernard & Busnod). Permittivité peut être vu soit par rapport des
capacités d'un condensateur contenant du vide ou un diélectrique (montre le caractère
macroscopique de la grandeur), soit par la force électrostatique (en fait pour des charges distantes
de quelques nm, la valeur à prendre pour la permittivité ne devrait pas être la valeur macroscopique)
LG24 – Principe et applications de l’extraction liquide-liquide. Coefficient de
partage. (L)
Biblio : Briset, Chimie analytique en solution / Delcourt, Equilibres en solution aqueuses et non
aqueuses / Skoog / Leprince, Procédés de pétrochimie / Blanchard / Chavanne / Techniques de
l'ingénieur, fascicule J2 760 / Tremillon, Electrochimie analytique et réactions en solution, Tome 1
Pré-requis : chimie des solutions / thermodynamique
Intro
Vient de ex-tractum, tirer vers l'extérieur. Les chinois l'utilisaient pour extraction de substances des
plantes
I°) Principe de l'extraction liquide-liquide
1°) Définition
Schéma de principe, schéma d'une ampoule. Limitation aux solutions aqueuses et solvants orga
2°) Les solvants
Polaire/apolaire, protique/aprotique (exemples). Efficacité dépend du bon choix du solvant. Critères
de base : non miscible, différence de densité, doit solubiliser le soluté, peu toxique, pas cher, volatil.
Comparaisons, avantages, inconvénients de plusieurs. Miscibilité des solvants au niveau
microscopique
3°) Coefficient de partage et rendement
Coefficient de partage, taux de distribution ; exemple du phénol. Extraction simple, multiple
(courbe du Skoog). Rendement. Application à l'extraction de l'iode
4°) Mise en oeuvre expérimentale
Ampoule à décanter (laboratoire), extraction en continue selon le solvant +/- dense (industrie)
II°) Applications
1°) Extraction dépendant du pH : extraction par la dithizone
Courbe de R selon pH. Utilisation en chimie analytique
2°) Extraction avec complexation et dépendant du pH : séparation de cations
Cu2+ et Zn2+ avec HD2
3°) Extraction des composés aromatiques présents dans le pétrole
Sont toxiques donc nécessité de les virer : schéma DMSO, butane
Ccl
Il existe aussi des séparations liquide/solide : chromatographie.
Commentaires
Pour extraction simple : R = n0,orga/n0,eau = 1-1/[1+KD.Vorg/Veau] ; pour extraction multiple R =
∑ni,orga/n0,eau = 1-1/[1+KD.Vorg/Veau]n
Connaître méthode Purex en chimie nucléaire. Relargage. Extraction à contre-courant en industrie
LG25 – Equilibre entre un solide et ses constituants en solution. Solubilité. (L)
Biblio : Atkins / Prausnitz / Prigogine & Defay / Huheey / Hprépa PCSI2 / Zuindahl / Hill &
Petrucci / PUF Chimie / Tec & Doc Chimie PCSI / Les équilibres en solution (Masson) / Gaboriaud
Pré-requis : potentiel chimique / cycles de Born-Haber / réaction A-B, complexation, redox / l'eau
solvant
Intro
On a vu précédemment solvatation, dissociation (en passant éventuellement par les paires d'ions).
Mais un solide n'est pas soluble indéfiniment dans l'eau.
I°) Thermodynamique de la solubilisation
1°) Solubilité dans le cas idéal
Prausnitz p415
Démo du Atkins, indifférence au solvant et au soluté
2°) Influence des paramètres
Prigogine & Defay p357
Discussion
3°) Cycle de Born-Haber de la solubilité
Huheey p313
Que composés ioniques ici. Cycle. Cas de composés ioniques non soluble
II°) Composés ioniques dans l'eau pure
1°) Solution saturée
a) équilibre hétérogène : effet de surface, dissociation des paires d'ions : équilibre dynamique
b) solubilité : définition
c) produit de solubilité : définition (ne pas prendre NaCl car on n'a pas γ=1 à 330g/L) ; influence de
T, loi de Van't Hoff, courbes s=f(T), calcaire [regarder le cycle], application à la recri
2°) Condition de précipitation
On étudie le quotient de réaction Q par rapport à Ks [ne pas écrire “cas Q>Ks” car interdit]. Courbe [Ag+]=f([Cl-])
3°) Solubilités relatives
Lien entre s et Ks pour AgCl, Bi2S3. Comparaison de AgX et Ag2CrO4 passe par s et pas Ks
4°) Application : réaction de dosage par précipitation
Equation, volume de début de précipitation, dernière goutte dure à repérer/première, Ag2CrO4
III°) Mise en solution avec réaction d'échange
1°) Effet d'ion commun
Solubilité diminue : loi de Le Chatelier
2°) Solubilité et pH
Exemple avec CH3CO2Ag : Ks, Ka ; on augmente s mais on ne modifie pas Ks ; ps=f(pH).
Application aux hydroxydes métalliques
3°) Solubilité et oxydoréduction
Exemple de ECS
4°) Solubilité et complexation
AgCl en présence de NH3
Ccl
Analyse qualitative (précipitation puis test). Aussi problème cinétique : il faut souvent chauffer ou
agiter pour solubiliser du sel
LG26 – Thermodynamique de l’oxydoréduction en solution aqueuse : notion de
potentiel électrochimique, relation de Nernst. Applications. (L)
Biblio : Besson (cours) / Rochaix (petit bleu) / Sadki / Tout-en-un PCSI / HPrépa 1, 2ème période
Pré-requis : thermodynamique de l'équilibre chimique / potentiel chimique / base d'oxydoréduction
Intro
Avant : systèmes dont l'U ne dépendait que du travail et de la chaleur : ∆U=W+Q pour une réaction
chimique. Là, étude des systèmes électrochimiques, ie présentant un potentiel électrostatique
I°) Les systèmes électrochimiques
1°) Les différents systèmes
Besson, Rochaix
Transfert de charges entre différentes phases ; les corps capables de permettre le transfert de charge
sont : un conducteur électrique métallique [modèle de la mer d'électron] et un conducteur ionique [dans lequel ions
peuvent se déplacer, le plus souvent solvant + corps dissout ionisé : on parle de solution électrolytique ; ions d'une solution sont ses porteurs de charge, peuvent subir des
: somme des 2 = électrodes ; définition
de électrode [= système diphasé constitué d'une phase solide (métal ou graphite) et d'une phase liquide (solution électrolytique), à la séparation on parle
d'interface]. Cellule électrochimique = association de différentes électrodes. D'où vient la circulation
d'électrons ? On considère un conducteur électronique plongeant dans une solution électrolytique
(ex : Cu2+ + 2e- → Cu) ; définition d'oxydant, de réducteur : possible circulation d'électrons si on
ferme le circuit et si oxydation à une électrode et réduction à l'autre : 2 systèmes distincts : soit pile
= cellule galvanique [schéma HPrépa 1, 2ème période sur pile Daniell : nature et circulation des porteurs de charges, électrode = demi-pile, pont salin,
conventions] soit électrolyse [reçoit de l'énergie ; Sadki]. Notion de potentiel a été abordé, détaillons la
2°) Potentiel électrochimique
Sarrazin, chap 1
Ddp électrostatique φA-φB entre 2 points de l'espace A et B ; WAB=q∫E.dl ; ≠ de φ entre 2 phases
différentes est non mesurable ; potentiel de Galvani ; fem ; potentiel de jonction [retour sur pont salin :
minimisation du potentiel de jonction]. Après avoir défini les systèmes, on va s'intéresser aux équilibres
modifications chimiques s'ils sont traversés par un courant contrairement à un conducteur métallique]
II°) Equilibres électrochimiques
1°) De l'équilibre chimique à l'équilibre électrochimique
Sadki
G=∑nkμk, ∆rG=∑υkμk, à équilibre ∆rG=0, μk=μk°+RT.ln(ak) ; avec équation électrochimique υoxox
+ne-=υredred on définit par analogie : r G=∑  k k ; équations, conservation de la charge ; φMφS=-∆rG/nF. Potentiel d'équilibre [celui tel que la variation d'énergie d'origine électrostatique -nFEeq compense exactement la variation d'énergie
d'origine chimique ∆rG]
2°) Expression du potentiel d'électrode à l'équilibre électrochimique : loi de Nernst
Démonstration, établie empiriquement début XXè : que nous apporte cette loi ? [introduit la notion de E° et de
dépendance en activité : les applications doivent illustrer ces 2 aspects]
III°) Réactions redox en solution
1°) Les différents types d'électrodes
Tout-en-un PCSI
ESH a été vu : pas pratique. Electrodes de 1ère, 2ème et 3ème espèce
2°) Réactions redox
Tout-en-un PCSI
a) prévision de la réactivité : ∆rG° fonction de E° ; calcul de K° sur un exemple log(K°)=n(E1°E2°)/0,06 ; : nécessité d'échelle des E° : en donner une (Sadki ou Sarrazin, voir Sarrazin p51)
b) domaine de stabilité : dismutation, diagramme de Frost (Tout-en-un PCSI), possibilité de
déterminer des E° inconnus, stabilisation de DO instable en changeant le milieu
c) application au dosage potentiométrique : Tout-en-un PCSI
Ccl
Sarrazin p32
Cinétique intervient. On verra électrolyseur puis cinétique électrochimique ; photosynthèse
LG27 – Construction et utilisation de diagrammes potentiel-pH : application à
l’hydrométallurgie (lixiviation, purification, cémentation). (PC2)
Biblio : HPrépa, Chimie des matériaux inorganiques / Tec & Doc, Chimie générale / Nallet &
Fournié, Chimie des matériaux PC-PC* / Tout-en-un PC-PC* / BUP790, Une vie de zinc
Pré-requis : chimie des solutions : acide/base, définition du pH, pH de précipitation, complexation,
oxydoréduction / diagramme d'Ellingham : pyrométallurgie du zinc
Intro
Prédominance selon pH (diagramme horizontale) et selon E (verticale) ont été vu. La
thermodynamique nous a appris à prévoir des réactions redox. E et pH sont liès. On va tracer
E=f(pH) ; définition d'un E/pH
I°) Construction
1°) Conventions
a) rappels : Nernst
b) conventions de tracé
c) conventions de frontières
2°) Diagramme de l'eau
Equations des 2 droites, interprétation (le faire au tableau calmement pour être clair)
3°) Diagramme du zinc
Recette : bilan des espèces relatives à l'élément (aux différents DO) / tableau de situation
(classement des espèces considérées par DO en fonction du pH) / recherche des domaines
d'existence ou de prédominance pour un DO considéré en fonction du pH / recherche des frontières
pour les espèces ayant une frontière commune dans le tableau de situation. On le fait pour le zinc
(sur les transparents, les faire à la même échelle, mettre juste un point et tracer les droites en live)
4°) Diagrammes d'autres éléments
Présentation des diagrammes du fer et du cuivre : truc bizarre pour le cuivre (pente + continuité)
II°) Utilisation des diagrammes, application à l'hydrométallurgie
1°) Diagramme seul
Stabilité des espèces : pour cuivre, Cu+ se dismute ; pour fer, Fe(III) et Fe(0) n'ont pas de frontières
communes : médiamutation
2°) Superposition des diagrammes
Avec le diagramme de l'eau (désoxygénée) : nous donne stabilité ; Fe ne se corrode plus en milieu
acide ; Cu est stable à tout degré avec l'eau : métal noble. Avec le diagramme de I -/I2 : nécessité
d'être à pH<3
3°) L'hydrométallurgie du zinc
Définition de hydrométallurgie. Pourquoi le zinc : protection de l'acier, toiture de batiment, laiton.
Zn vient de la blende (ZnS). Pyrométallurgie (10%) est coûteuse et zinc pur à 99,99% après
raffinage, hydrométallurgie (90%) est moins coûteuse et zinc pur à 99,995% sans raffinage
4°) Les différentes étapes
a) grillage : ZnS + 3/2 O2 → ZnO + SO2, on se sert de SO2 pour H2SO4
b) lixiviation : mise en solution d'un métal sous forme ionique par lavage acido-basique : ZnO +
H2SO4 → Zn2+ + SO42- + H2O ; PbSO4 est filtré ; il reste Zn2+, Fe2+, Fe3+, Cu2+, Cd2+
c) purification : précipitation de Fe3+ en augmentant le pH ; il reste Zn2+, Cu2+, Cd2+
d) cémentation : on ajoute Zn(s), Cu et Cd se réduise : il ne reste que Zn2+
e) électrolyse : Zn(s)
Ccl
Cinétiques [toiture se corrode lentement]. Mn est resté, mais pas un pb. Utilisable pr d'autres métaux (voir BUP)
LG28 – Utilisation des courbes intensité-potentiel : application à la préparation
du zinc par électrolyse. (PC2)
Biblio : Tec & Doc Chimie générale / HPrépa PC-PC* / Sarrazin / Desange PC2 / Sadki / BUP790
Pré-requis : couples redox / notions de PCSI / diagrammes de Pourbaix / cinétique de Réaction / loi
de Fick
Intro
On a vu E-pH : prédiction si une réaction électrochimique se fait ou pas. Mais en labo, on a utilisé
des solutions aqueuses de KMnO4 : cinétique
I°) Principe et utilisation des courbes i-E
1°) Vitesse de réaction
vc=-jc/nF, va=-ja/nF, v=vc-va=j/nF (préciser qu'on regarde la réduction en standard)
2°) Montage expérimental
Montage à 3 électrodes ; explication du rôle de chacune, raisons. ET pourra être anode ou cathode
3°) Mécanismes
Schéma avec arrivée de matière à l'électrode, réaction, départ. Transfert de masse [migration, convection,
diffusion], transfert de charge. Souvent transfert de charge limitant : irréversible. Transfert de masse
limitant : irréversible. Pour transfert de masse, aborder chacun mole à mole et parler de l'additivité
des intensités
4°) Allure des courbes
a) cas limites : réaction rapide dans les 2 sens (système rapide), réaction lente dans les 2 sens
(système lent), rapide dans un sens et lent dans l'autre (surtension anodique ou cathodique). H + sur
différents métaux. Réversible/irréversible
b) surtension : si E>Eeq, on déplace l'équilibre dans le sens de l'oxydation, circulation de charge,
courant anodique. Cas E<Eeq. Définition de la surtension
c) palier de diffusion
d) front du solvant
II°) Préparation du zinc
1°) Intérêt du zinc
Production, utilisation. HPrépa p394 : ensemble du processus
2°) Cémentation du zinc
On ajoutant poudre de zinc, on réduit Cd, Cu, etc... [ressemble à pile mais on ne récupère pas le courant]
3°) Electrolyse du zinc
a) choix des électrodes : faible surtension sur Pt (cher), forte sur Pb (pas cher) ; cathode en Al
b) choix dex conditions : i=ic+ia et UAC=(EAeq-EEeq)+(ηA-ηC)+rI (thermo+cinétique+électrique)
c) loi de Faraday : mZn=iMZnΔt/2F
Ccl
Recherche des meilleures conditions pour l'électrolyse du zinc (éviter électrolyse de l'eau, vitesse
modérée pour avoir un dépôt de bonne qualité). Courbes i-E servent à pile, corrosion, etc...
Protection de l'acier : 43% des 10 millions de tonnes annuelles produites
LG29 – Notion de mécanisme réactionnel en cinétique homogène. (L)
Biblio : Laidler / Scacchi, Schuffenecker / HPrépa PCSI / Bottin-Mallet / PCSI Belin
Pré-requis : définitions sur la vitesse, loi de vitesse pour A → B, Arrhenius / détermination
expérimentale d'un ordre et d'une constante de vitesse / orga : SN1-SN2, polymérisation
Intro
Transparent de rappel sur ce qui est connu. Bilan ne traduit pas ce qui se passe au niveau
microscopique ; but : faire le lien entre le microscopique et le mac
I°) Mécanismes réactionnels
1°) Notion d'acte élémentaire
a) exemple
b) définitions : principe de moindre structure ; molécularité ; loi de Van't Hoff
2°) Intermédiaire réactionnel
Définitions (état de transition, intermédiaire réactionnel), exemples
3°) Mécanismes réactionnels
Exemples, utilités de les connaître
4°) Aspect énergétique
Rappel Arrhenius, énergie potentielle, coordonnée de réaction (Scacchi p143)
II°) Réactions complexes
1°) Familles de réaction
Réaction par stade, réaction en chaîne (définition d'initiation, propagation, rupture) ; exemples
2°) Outils
a) calculatoires : AEQS, ECD
b) experimentaux : marquage isotopique, étude spectroscopique, photochimie
3°) Exemples
a) étude de A → B → C (par stade) : étude analytique, confrontation à expérience [trouver exemple concret]
b) polymérisation (en chaîne)
c) étude des substitutions nucléophiles : selon l'ordre par rapport au réactif, SN1 ou SN2 ; confronter
théorie à expérience
d) réaction avec un équilibre : 2NO+O2=2NO2 [processus élementaire d'énergie d'activation nulle et dont le facteur de fréquence décroit
avec la température] ; méca postulé, v diminue si T augmente
4°) Catalyse
Définition, allure du nouveau profil d'Ep
Ccl
Nécessaire d'avoir les bons outils car étude peut être délicate. En pratique, on accumule données, on
propose un mécanisme et on regarde s'il est cohérent. Nécessité de la catalyse. Une étude plus
poussée de la cinétique permet d'accéder à la loi de Van't Hoff et aux constantes de vitesse. Chimie
théorique donne courbes d'énergies potentielles
Commentaires
Préciser que quand on écrit Br +H2 ⇔ HBr+H , ce n'est qu'une convention pour gagner du temps, il
ne s'agit pas d'un équilibre mais d'une écriture simplifié de Br +H2 → HBr+H et HBr+H● → Br●
+H2. Avoir en tête théorie des collisions et complexe activé. Bien préciser que toute la théorie du
début est en phase gaz
LG30 – Application de la théorie du complexe activé à l’étude de mécanismes
réactionnels.(L)
Biblio : Atkins / Shriver-Atkins / Schuffenecker / Scacchi / Huheey / Laidler
Pré-requis : thermodynamique statistique (fonction de partition) / cinétique (Arrhénius) / acte
élémentaire, surface de potentiel
Intro
But du cinéticien : étude de mécanisme. Eyring : 1930
I°) De la théorie des collisions à la théorie du complexe activé
1°) La théorie des collisions
Principe, hypothèses, résultats de la théorie des collisions
2°) Limites de la théorie des collisions
Désaccord théorie/expérience : ajout du facteur stérique qui est artificiel
3°) Hypothèses de la théorie du complexe activé
Laidler
Idée : utiliser thermo et statistique. Ep=f(CR). Hypothèses
4°) Equation d'Eyring
Atkins, Scacchi
Démonstration
II°) Application de la théorie du complexe activé à l'étude de mécanismes réactionnels
1°) Mécanisme mono ou bimoléculaire
Scacchi
2°) Influence de la force ionique : effet cinétique de l'électrolyte Atkins, Shriver
3°) Effet isotopique
Atkins, CS
4°) Substitution sur un complexe plan carré
Huheey p542
Détermination de la nature d'un mécanisme (A, D, I) suivant le signe de ΔV≠
Ccl
Femtochimie
LG31 – Catalyse hétérogène : caractères généraux, exemples. (L)
Biblio : Schuffenecker / Techniques de l'ingénieur J-1250-1 / HPrépa, Chimie orga / Shriver-Atkins
/ Perrin 2
Pré-requis : catalyse homogène / hydrogénation des alcènes / cinétique homogène, loi de vitesses /
thermodynamique chimique
Intro
Définition d'un catalyseur : ici sera solide, et milieu sera gazeux. Utilisation en pétrochimie, chimie
fine, pour rejets polluants
I°) Introduction à la catalyse hétérogène
1°) Comparaison avec la catalyse homogène
Spessard
Nature du site actif, détermination du mécanisme, propriétés catalytiques, séparation des produits
2°) A propos des catalyseurs
a) nature : métaux, semi-conducteurs : redox, réservoirs à e- ; oxydes des métaux : acido-basiques ;
lien avec la surface ; zéolithes
b) choix : selon activité : hydrogénation des alcynes en alcanes (Pt, Ni) ou en alcènes (Pd Lindlar),
régiosélectivité, stabilité : dégradation thermique, empoisonnement, dépôt de coke
3°) Etapes catalytiques
Diffusion, adsorption, réaction, désorption, diffusion. Hyp que cinétique physique n'est pas le
facteur limitant (comme en homogène) même si dans l'industrie ce n'est pas le cas
II°) Thermodynamique du phénomène d'adsorption
1°) Physisorption
Ep=f(r) : courbe avec 2 minimums
a) énergie : liaison attractive VdW, Ea nulle ; d(surface métal/ligand)=somme des rayons de VdW
b) isotherme d'adsorption : modèle de Langmuir : hypothèses, taux de recouvrement, expression
2°) Chimisorption
a) énergie : Ea non nulle ; réelle réaction chimique ; certaines non inversables : empoisonnement.
Différents types : associatives, coadsorption, dissociative
b) isotherme de Langmuir
III°) Cinétique chimique en catalyse
1°) Modèle
ECD = étape de transformation chimique : phénomènes d'adsorption non limitants. Limitation : pas
de réaction entre une espèce en phase gaz et une espèce adsorbée
2°) Vitesse de réaction
Réaction monomoléculaire et bimoléculaire
IV°) Mise en oeuvre et applications
1°) Mise en oeuvre
Oxydes simples, solutions colloïdales, séchage, calcination. Métaux supportés sur oxydes. AFM,
STM pour observer la surface
2°) Exemples
Domaine d'application : analytique (taux d'insaturation), chimie fine (stéréosélective), chimie
industrielle, chimie lourde (synthèse de NH3)
Ccl
Pot catalytique
LG32 – Catalyse par les complexes des métaux de transition : caractères
généraux, exemples. (L)
Biblio : Shriver-Atkins / Astruc / Spessard / Scacchi / Weissermel / Techniques de l'ingénieur
Pré-requis : notions de base sur les complexes / théories du champ cristallin et des ligands /
stéréochimie / construction d'un diagramme d'OM
Intro
Définition de catalyseur, EDT. Homogène/hétérogène. Ici que homogène. Depuis début 20è avec
EDT
I°) Complexes des métaux de transition
Définition d'un complexe
1°) Structure électronique
Rappels de la théorie du champ des ligands : intéractions σ, π. Présentation du diagramme d'OM.
Rationalisation de la règle des 18 e- pour les octaédriques et 16 e- pour les tétraédriques. Donation,
rétrodonation
2°) Décompte formel
Formalisme de Green ; nombre d'électrons de valence ; nombre d'électrons non liants ; DO
3°) Réactivité
a) coordination-décoordination, échange de ligands
b) addition oxydante/élimination réductrice : variations de NEV, NENL, DO, C ; exemples (cis ou
trans)
c) insertion/β-elimination : insertion 1-1 de CO, 1-2 des oléfines
4°) Catalyseurs
Devront avoir 2 sites de coordinations vacants ou ligands faiblement liés : souvent complexes plans
carrés ; métaux nobles. Schéma général, exemples. Cause de irréversibilité
II°) Exemples de cycles catalytiques
1°) Hydrogénation des oléfines
Catalyseur de Wilkinson : cycle catalytique, décompte sur transparent des DO, etc... Améliorations
ont été apporté : catalyseurs chiraux, alcènes prochiraux
2°) Hydroformylation des alcènes
Procédé Union Carbide : conditions plus douces, meilleur rendement, mais 4000 fois plus chère
3°) Dimérisation et oligomérisation des oléfines
Sur Ni ; si oléfine s'insère plus vite qu'il n'y a élimination : polymère
4°) Catalyseur enzymatique
Ex : hydroxylation d'un précurseur du choléstérol
Ccl
Non exhaustif. Complexes bimétalliques. Application en chimie organique : Heck, Suzuki,
métathèse. Pour enzymatique : grand rendement mais conditions fixées
Commentaires
Parler de rendement, sélectivité
LG33 – Les éléments de transition en chimie bioinorganique. (L)
Biblio : Huheey / Lippard, Principes de biochimie minérale / OCP 25 et 46 / BUP688 p1449 et
BUP658 p195 / Artero
Pré-requis : chimie inorganique / théorie du champ cristallin / notions de biologie / HSAB
Intro
Le temps de la lecture du titre : respiration : O2 capté par l'hémoglobine ; si arrê de respirer :
myoblogine ; messages nerveux : changement de flux électrique par migration de Na + et K+ à
travers membranes cellulaires. Humain : 3% en poids en minéraux, 0,01% de métaux. Définition de
EDT ; on étudiera aussi le zinc
I°) Structures en présence dans l'organisme
1°) Les métaux de transition
OCP25 p2 : traces, ultratraces
a) assimilation des métaux : problème de solubilité (FeIII) et d'absorption par molécules
biologiques : liaisons à ligands chélatants qui facilite le transport par membrane cellulaire. Lippard
p105. Complexant doit être fort pour entrer en compétition avec H2O mais restitution doit être facile
b) propriétés, intérêts des EDT : OA d non pleines : plusieurs DO stable (Mn) ; cation : acide de
Lewis : chimie de coordination (≠ géométries et environnement électronique variable) ; potentiels
redox modulables selon l'environnement : complexation abaisse E°ox/red (potentiel apparent)
2°) Les structures bioinorganiques
Intéractions métal/ligand régit par HSAB ; DO élevé => charge diffuse, acide de Lewis mou [Zn dans
l'anhydrase carbonique] : sélectivité vis à vis des sites de coordinations. Toxicité : Hg se lie à S
a) les ligands : acides aminés [zwitterion à ces pH, plusieurs sites de coordination possibles] / peptides [cation métallique peut être complexé
par plusieurs chaînes différentes] / protéines [2 types : celles qui travaillent (transport, digestion) et celles qui catalysent (enzymes) ; plusieurs sites de coordinations
=> structure 3D ; contraintes, moment dipolaire] / porphyrines [4 anneaux pyrolliques reliés entre eux par ponts méthyléniques, dérivés de la porphine ;
nombreuses ramifications possibles ; ordre de stabilité des cations et de cinétique mais 1000 fois plus de Fe que de Co ou Cu ; taille du trou ; rôle de imidazole]
b) les complexes : les metallobiomolécules
OCP25 p4
c) caractérisations : méthodes classiques (IR, Raman, RX), UV-Visible, RMN (à haut champ pour protéines), RPE ou
mesures magnétiques (métaux), voltampérométrie cyclique (pour accéder aux potentiels), Mossbauer (pour le fer)
3°) Transport et stockage (Ex : le fer)
Lippard p143
a) transferrine (transport) : se lie à un récepteur de la surface membranaire pour être absorbée dans
les cellules : transferrine change de forme et n'est pas absorbée
b) ferritine (stockage) : expression de ferritine est régulée de manière métallo-dépendante
II°) Rôle des élements de transition en chimie bioinorganique
1°) Transport et stockage : l'O2
Huheey p904, Lippard p286
Transferts d'atomes, hème, hémoglobine, myoglobine. Distance O2/ligands, différence HS/BS et
rayon ; Fe est amollit par la porphyrine. Coordination sans transfert électronique. Nombre
d'électrons de valence des espèces dans le cycle
2°) Rôle structural : le doigt de zinc Lippard p181
Longtemps ignoré car Zn peu spectaculaire en spectroscopie. Zn2+ stabilise la structure protéique
3°) Rôle catalytique : le coenzyme B12
Lippard p338, Artero p200
Un des rares vrai composé organométallique : liaison Co-C est clivée homolytiquement et permet
de produire des radicaux. Catalyse nombreuses réactions, beaucoup de réarrangement. Cycle corrine
4°) Transfert électronique
Huheey p917
Les cuproprotéines bleues ou la respiration/la photosynthèse ou cytochromes [P450, catalyse en oxydoréduction]
Ccl
Métaux servent aussi de médicaments : cis-platine (Lippard p114). Toxicité : tout dépend de la
dose. Mollusques peuvent méthyler métaux lourds et produire CH3Hg+ : empoisonnement au Japon
LG34 – Ammoniac liquide : étude du solvant, comparaison avec l’eau ;
propriétés oxydoréductrices. (BTS chimiste)
Biblio : Huheey / Bernard [cours de chimie minérale & usuel de chimie générale et minérale] / JCE1978 p752 / Dubois Salmon,
Chimie des solvants / Casalot / Bottin-Mallet 2 / Greenwood / (Lee, Loupy, ICO, Gershel)
Pré-requis : l'eau solvant / forces intermoléculaires / diagrammes E-pH / ammoniac gazeux et en
solution aqueuse
Intro
NH3 matière premiières pour engrais (85% de la production mondiale sert pour les engrais). 1000 à
1500t produites chaque jour dans le monde. Synthèse de HN3 par procédé Haber
I°) L'ammoniac solvant
1°) Structure
VSEPR, paramètres (d, θ) pour eau H2O et NH3 : pour l'eau, 2 doublets non liants ;
électronégativité, polarisation de la liaison, moment dipolaire
2°) Propriétés physiques
Teb=f(nbre quantique principal) (pour colonne de O et colonne de N) ; présence de LH. Plage du
domaine liquide. Tableau de comparaison ρ, μ, εr, polarisabilité, conductivité
3°) Dissolution
Solvatation, ionisation (μ), dissociation (εr). Pour composés ioniques, FCoulomb diminue si εr
augmente, valable si les ions ont des tailles semblables. Comparaison de la solubilité de NaCl, KCl,
NaNO3 (JCE). Pour composés moléculaires, LH : apolaire/peu polaire ou polaire ; benzène et
styrène : insoluble dans H2O mais le sont dans NH3. Ether plus soluble dans NH3 car εr
II°) Propriétés acido-basiques
1°) Construction d'une échelle de pH
Ke=10-14 pour eau et KN=10-32 pour ammoniac. Définition du pH et du Ka dans l'ammoniac
2°) Couple acide/base dans l'ammoniac
Dans eau, pKa<0, pKa>14 ; pas une simple translatation des échelles, mais l'ordre est conservé. Des
acides faibles ds l'eau peuvent devenir forts, bases fortes dans l'eau peuvent devenir faible [EtOH,PhNH2]
3°) Conductivité
Mécanisme de Grotthius pas valable dans l'ammoniac
III°) Propriétés oxydo-réductrices
1°) Couples mis en jeu
E°(NH3/H2)=0V, E°(N2/NH3)=0,04V : NH3 plus réducteur que l'eau. Equations redox et E en
fonction du pHNH3 ; diagramme E-pH : faible zone de stabilité thermodynamique, large zone de
stabilité cinétique (dû aux surtensions). Na stable dans l'ammoniac et instable dans l'eau
2°) Solutions de métaux alcalins
Solubilité de Li, Na et K en g/kg de NH3. Na dans NH3 : solution devient bleue : absorption max à
1500nm : représente la cage de l'e- [transition comme puits en MQ]. Propriétés conductrices, paramagnétiques,
trés réductrices. M+NH3→M++NH2-+1/2.H2 : t1/2,NH3=quelques jours, t1/2,eau=10-4s
3°) Applications
a) en chimie générale : propriétés réductrices pour faire des métaux aux DO<0
b) en chimie orga : réduction des alcynes : donne l'alcène E, hydrogénation donne le Z
Ccl
Propriétés changent, échelle de pH, applications non courantes, engrais (nitrate d'ammonium),
liquide frigorifique pour remplacer le fréon car pouvoir calorifique élevé, mais T basse : réacteur
fermé, stockage dans cuves en acier, pas de solution de métaux alcalins commerciales
LG35 – Etude cinétique des transformations chimiques se déroulant dans les
réacteurs idéaux, en régime permanent: réacteur parfaitement agité continu
et réacteur à écoulement piston. Comparaison, applications. (L)
Biblio : Scacchi / Technique de l'ingénieur JB5-J4010-14 / Perrin / Coulson, Chemical engineering p40-52 /
OCP21 / Technologie professionnelle et génie chimique, bac F6 / Lieto, Le génie chimique à l'usage des chimistes p405
Pré-requis : cinétique en réacteur fermé parfaitement agité
Intro
Définition du génie chimique [étude de la mise en oeuvre des transformations chimiques], d'un réacteur [portion de l'espace où a lieu une
réaction chimique (bescher, atmosphère, estomac)]. Pourquoi s'y intéresser [au coeur du procédé, optimisation de rendement]. Schéma
I°) Classification des réacteurs
1°) Circulation du mélange réactionnel
Réacteurs fermé, semi-fermé, ouvert. Exemples. Débit molaire. Régimes transitoire et permanent
2°) Degré de mélange
2 cas limites : parfaitement agité [<=> homogène en composition, P, T ; étude du volume du réacteur], piston [<=> composition varie
continuement, dépend des variables d'espace ; étude d'une tranche de fluid, hyp : pas d'échanges de matière entre les tranches]. Cas de T
II°) Bilans de matière
1°) Principe générale
Système d'étude={volume+constituant}. Bilan de conservation de la matière écrit de manière non
formel : [débit entrant]+[débit production]=[débit sortant]+[accumulation]
2°) Grandeurs caractéristiques
Changement de définition de v [avec l'ancienne, régime permanent => dni/dt=0]. Débit. Temps de passage
3°) Réacteur ouvert, régime permanent
Bilans en mol, en débit molaire, en débit volumique. Equations avec débit, vitesse de réaction.
Stoechiométrie de la réaction, avancement
III°) Réacteur parfaitement agité
[faire les calculs complétement ici]
1°) Description
Définition, caractéristiques. Temps de passage
2°) Vitesse de réaction
Pour une réaction unique ou pour plusieurs. Hydrogénation du benzène. Taux de conversion
3°) Exemple
C2H6 → C2H4 + H2. Lien entre τ et taux de conversion
IV°) Réacteur à écoulement piston
[passer plus vite ici]
1°) Description
Définition. Equivaut à réacteurs parfaitement agités en série
2°) Vitesse de réaction
Synthèse de l'ammoniac. Taux de conversion. Problème de l'ingénieur : volume de réacteur
nécessaire pour obtenir un avancement donné
3°) Comparaison
Dimensionnement d'un réacteur, ≠ τ pour un méme taux de conversion. Si ordre>0, piston tjs
mieux. Expliquer pourquoi on utilise parfois le parfaitement agité. Parler des réacteurs fermés
Ccl
Sert pour trouver une vitesse initiale. Différents avantages. Pot catalytique. Restent des modèles :
diffusion et convection invalident l'écoulement piston, cependant modèles sont efficaces
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