Physique-Chimie — Première
Chimie - Classe de Première
Cours complet de chimie pour la classe de Première (lycée général). Programme officiel réforme 2021 : constitution de la matière, mole et solutions,…
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Chimie - Classe de Première
Programme officiel - Lycée général (Réforme du bac 2021)
Chapitre 1 — Constitution de la matière : atomes, ions et molécules
1.1 Le modèle de l'atome
Un atome est constitué :
- d'un noyau central (protons + neutrons)
- d'un nuage électronique (électrons en mouvement)
Notation symbolique : $^{A}_{Z}X$
- Z = numéro atomique (nombre de protons)
- A = nombre de masse (protons + neutrons)
Exemples :
| Atome | Z | A | Neutrons |
|---|---|---|---|
| Hydrogène ¹H | 1 | 1 | 0 |
| Carbone ¹²C | 6 | 12 | 6 |
| Oxygène ¹⁶O | 8 | 16 | 8 |
| Fer ⁵⁶Fe | 26 | 56 | 30 |
1.2 Configuration électronique
Les électrons se répartissent sur des couches électroniques (K, L, M…) :
- Couche K : max 2 électrons
- Couche L : max 8 électrons
- Couche M : max 18 électrons (8 en général pour les éléments courants)
Règle du remplissage : on remplit les couches de l'intérieur vers l'extérieur.
Exemples :
- Carbone (Z=6) : (K)2 (L)4
- Chlore (Z=17) : (K)2 (L)8 (M)7
- Calcium (Z=20) : (K)2 (L)8 (M)8 (N)2
Électrons de valence : électrons de la couche externe, déterminant les propriétés chimiques.
1.3 Les ions
Un ion se forme quand un atome gagne ou perd des électrons pour atteindre la configuration d'un gaz noble.
| Type | Formation | Exemple |
|---|---|---|
| Cation | Perte d'électrons | Na → Na⁺ + e⁻ |
| Anion | Gain d'électrons | Cl + e⁻ → Cl⁻ |
Ions polyatomiques courants :
- OH⁻ (hydroxyde)
- SO₄²⁻ (sulfate)
- NO₃⁻ (nitrate)
- NH₄⁺ (ammonium)
- CO₃²⁻ (carbonate)
1.4 La liaison chimique et le modèle de Lewis
Règle de l'octet : les atomes tendent à s'entourer de 8 électrons (2 pour H).
Représentation de Lewis : notation des doublets liants (—) et non-liants (::).
Types de liaisons :
- Liaison simple (C–C) : 1 doublet liant
- Liaison double (C=C) : 2 doublets liants
- Liaison triple (C≡N) : 3 doublets liants
Exemples de structures de Lewis :
| Molécule | Formule | Structure |
|---|---|---|
| Eau | H₂O | H–O–H (2 doublets non liants sur O) |
| Ammoniac | NH₃ | N central, 3 liaisons N–H, 1 doublet libre |
| CO₂ | CO₂ | O=C=O |
| Méthane | CH₄ | C central, 4 liaisons C–H |
Molécules polaires : si les liaisons sont polaires ET la géométrie est asymétrique (ex : H₂O est polaire, CO₂ est apolaire).
Chapitre 2 — De la mole aux solutions : quantité de matière
2.1 La mole et la constante d'Avogadro
La mole est l'unité de quantité de matière (SI).
Constante d'Avogadro : N_A = 6,022 × 10²³ mol⁻¹
1 mole contient 6,022 × 10²³ entités (atomes, molécules, ions…).
Masse molaire M (g/mol) : masse d'une mole d'entités.
- M(H) = 1 g/mol
- M(C) = 12 g/mol
- M(O) = 16 g/mol
- M(N) = 14 g/mol
- M(Cl) = 35,5 g/mol
Formules clés :
$n = \frac{m}{M}$
$n = \frac{N}{N_A}$
Exemple : Quelle quantité de matière représente 36 g d'eau (H₂O) ?
- M(H₂O) = 2×1 + 16 = 18 g/mol
- n = 36/18 = 2 mol
2.2 Volume molaire des gaz
À température et pression normales (CNTP : 0°C, 1 atm) : $V_m = 22,4 \text{ L/mol}$
À conditions ambiantes (25°C, 1 bar) : $V_m \approx 24 \text{ L/mol}$
$n = \frac{V}{V_m}$
Exemple : Quel volume occupe 3 mol de CO₂ à 25°C ?
- V = 3 × 24 = 72 L
2.3 Les solutions aqueuses
Concentration molaire : $c = \frac{n}{V}$
- c en mol/L (ou mol·L⁻¹)
- n en mol
- V en L
Dilution : on conserve la quantité de matière de soluté. $c_1 V_1 = c_2 V_2$
Exemple : On dilue 20 mL d'une solution de NaCl à 1 mol/L pour obtenir 100 mL. Quelle est la concentration finale ? $c_2 = \frac{c_1 V_1}{V_2} = \frac{1 \times 0{,}020}{0{,}100} = 0{,}20 \text{ mol/L}$
2.4 Préparation d'une solution en laboratoire
Par dissolution :
- Calculer la masse à peser : m = n × M = c × V × M
- Peser le solide
- Dissoudre dans peu d'eau distillée
- Transférer dans une fiole jaugée
- Compléter au trait de jauge
Par dilution :
- Calculer le volume à prélever : V₁ = c₂V₂/c₁
- Prélever V₁ à la pipette jaugée
- Verser dans fiole jaugée
- Compléter au trait de jauge
Chapitre 3 — Transformations chimiques
3.1 Écriture et équilibrage d'une équation chimique
Une équation chimique équilibrée respecte :
- La conservation des atomes (même nombre de chaque élément)
- La conservation de la charge électrique
Méthode :
- Écrire les réactifs et produits
- Ajuster les coefficients stœchiométriques
Exemple : Combustion du propane $C_3H_8 + 5O_2 \rightarrow 3CO_2 + 4H_2O$
Vérification : C: 3=3 ✓ | H: 8=8 ✓ | O: 10=10 ✓
3.2 Les grandeurs stœchiométriques
Tableau d'avancement : outil pour suivre l'évolution d'une réaction.
| État | Réactif A (mol) | Réactif B (mol) | Produit C (mol) |
|---|---|---|---|
| Initial | n_A | n_B | 0 |
| En cours | n_A - a·x | n_B - b·x | c·x |
| Final | n_A - a·x_max | n_B - b·x_max | c·x_max |
Réactif limitant : celui qui est entièrement consommé en premier.
Pour trouver le réactif limitant : comparer n_A/a et n_B/b, le plus petit donne le réactif limitant.
Taux d'avancement final : $\tau = \frac{x_{max}}{x_{max,th}}$
- τ = 1 (100%) : réaction totale
- τ < 1 : réaction limitée (équilibre)
3.3 Rendement d'une réaction
$\eta = \frac{m_{obtenue}}{m_{théorique}} \times 100\%$
Chapitre 4 — Oxydoréduction
4.1 Définitions
- Oxydant : espèce chimique qui capte des électrons (se réduit)
- Réducteur : espèce chimique qui cède des électrons (s'oxyde)
Mnémotechnique : OIL RIG — Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (d'électrons)
Couple oxydant/réducteur : noté Ox/Red
$\text{Ox} + n e^- \rightleftharpoons \text{Red}$
Exemples de couples :
| Couple Ox/Red | Demi-équation |
|---|---|
| Cu²⁺/Cu | Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu |
| Fe³⁺/Fe²⁺ | Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ |
| Cl₂/Cl⁻ | Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ |
| MnO₄⁻/Mn²⁺ | MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O |
4.2 Écrire et équilibrer une réaction d'oxydoréduction
Méthode :
- Écrire les deux demi-équations (oxydation + réduction)
- Multiplier pour avoir le même nombre d'électrons échangés
- Additionner
Exemple : Réaction du cuivre avec le nitrate d'argent
- Réduction : Ag⁺ + e⁻ → Ag
- Oxydation : Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
Multiplier la réduction par 2 :
- 2Ag⁺ + 2e⁻ → 2Ag
- Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
Équation bilan : $Cu + 2Ag^+ \rightarrow Cu^{2+} + 2Ag$
4.3 Nombre d'oxydation (n.o.)
Règles de détermination :
- Élément pur : n.o. = 0
- Ion monoatomique : n.o. = charge
- H dans molécule : n.o. = +I (sauf hydrures métalliques)
- O dans molécule : n.o. = -II (sauf peroxydes : -I)
- Somme des n.o. = charge de l'entité
Exemple pour SO₄²⁻ :
- n.o.(O) = -II → 4×(-II) = -8
- n.o.(S) + (-8) = -2 → n.o.(S) = +VI
Chapitre 5 — Acides, bases et pH
5.1 Théorie de Brønsted-Lowry
- Acide : espèce qui donne un proton H⁺
- Base : espèce qui accepte un proton H⁺
Couple acide/base : AH/A⁻
$AH \rightleftharpoons A^- + H^+$
Couples courants :
| Acide | Base conjuguée | Couple |
|---|---|---|
| HCl | Cl⁻ | HCl/Cl⁻ |
| CH₃COOH | CH₃COO⁻ | CH₃COOH/CH₃COO⁻ |
| NH₄⁺ | NH₃ | NH₄⁺/NH₃ |
| H₂O | OH⁻ | H₂O/OH⁻ |
| H₃O⁺ | H₂O | H₃O⁺/H₂O |
5.2 Le pH
$pH = -\log[H_3O^+]$
$[H_3O^+] = 10^{-pH}$
Échelle de pH à 25°C :
- pH < 7 : milieu acide ([H₃O⁺] > [OH⁻])
- pH = 7 : milieu neutre
- pH > 7 : milieu basique ([OH⁻] > [H₃O⁺])
Produit ionique de l'eau : $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14} \text{ à 25°C}$ $pK_e = 14$
Exemple : Solution d'HCl à 0,01 mol/L (acide fort, totalement dissocié)
- [H₃O⁺] = 0,01 = 10⁻² mol/L
- pH = 2
5.3 Acides et bases forts vs faibles
Acide fort : dissociation totale (HCl, HNO₃, H₂SO₄) $HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-$
Acide faible : dissociation partielle (CH₃COOH, HF) $CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + CH_3COO^-$
Constante d'acidité Ka : $K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[AH]}$
$pK_a = -\log K_a$
Diagramme de prédominance :
- pH < pKa : forme acide AH prédomine
- pH > pKa : forme basique A⁻ prédomine
- pH = pKa : [AH] = [A⁻]
Acide acétique : pKa(CH₃COOH/CH₃COO⁻) = 4,8
À pH = 7 (milieu physiologique), l'acide acétique est sous forme CH₃COO⁻ car 7 > 4,8.
5.4 Réactions acido-basiques
Règle : l'acide le plus fort réagit avec la base la plus forte.
La réaction va dans le sens de la formation de l'acide le plus faible et de la base la plus faible.
Chapitre 6 — Chimie organique
6.1 Introduction à la chimie organique
La chimie organique étudie les composés du carbone.
Carbone (Z=6) : 4 électrons de valence → 4 liaisons covalentes possibles.
Représentations des molécules organiques :
- Formule brute : C₃H₇OH
- Formule semi-développée : CH₃–CH₂–CH₂–OH
- Formule développée (toutes les liaisons)
- Formule topologique (squelette en zigzag)
6.2 Les grandes familles de composés organiques
| Famille | Groupe caractéristique | Exemple |
|---|---|---|
| Alcanes | –CH₃, –CH₂– | Éthane C₂H₆ |
| Alcènes | C=C | Éthène C₂H₄ |
| Alcools | –OH | Éthanol C₂H₅OH |
| Aldéhydes | –CHO | Éthanal CH₃CHO |
| Cétones | –CO– | Propanone CH₃COCH₃ |
| Acides carboxyliques | –COOH | Acide acétique CH₃COOH |
| Esters | –COO– | Acétate d'éthyle CH₃COOC₂H₅ |
| Amines | –NH₂ | Méthylamine CH₃NH₂ |
6.3 Nomenclature des composés organiques
Préfixes de chaîne carbonée :
| n carbones | Préfixe |
|---|---|
| 1 | méth- |
| 2 | éth- |
| 3 | prop- |
| 4 | but- |
| 5 | pent- |
| 6 | hex- |
Règles IUPAC :
- Identifier la chaîne carbonée principale (la plus longue contenant le groupe prioritaire)
- Numéroter les carbones pour donner les indices les plus bas aux substituants
- Nommer : localisant + substituant + radical + suffixe
Exemples :
- CH₃–CH₂–OH : éthanol
- CH₃–CO–CH₃ : propan-2-one (acétone)
- CH₃–CH₂–COOH : acide propanoïque
6.4 Isomérie
Des isomères ont la même formule brute mais des structures différentes.
Types d'isomérie :
- De chaîne : squelette carboné différent
- Butane et méthylpropane (C₄H₁₀)
- De position : même groupe, position différente
- Propan-1-ol et propan-2-ol
- De fonction : groupes fonctionnels différents
- Éthanol (alcool) et méthoxyméthane (éther) — même C₂H₆O
6.5 Réactions en chimie organique
Estérification : $\text{Acide carboxylique} + \text{Alcool} \rightleftharpoons \text{Ester} + \text{Eau}$
$R–COOH + R'–OH \rightleftharpoons R–COO–R' + H_2O$
Catalyseur : H⁺ (H₂SO₄ concentré)
- Réaction lente, limitée (équilibre)
- Exothermique
Hydrolyse d'un ester : réaction inverse de l'estérification.
Saponification : $\text{Ester} + \text{Base forte} \rightarrow \text{Savon} + \text{Alcool}$
- Réaction totale et irréversible
- Utilisée pour fabriquer le savon (huile + NaOH → savon + glycérol)
Chapitre 7 — Transformations nucléaires
7.1 Radioactivité
Le noyau peut être instable et se désintégrer spontanément : c'est la radioactivité.
Types de rayonnements :
| Type | Nature | Symbole | Pénétration |
|---|---|---|---|
| Alpha (α) | Noyau d'He ⁴₂He | ⁴α | Faible (papier) |
| Bêta (β⁻) | Électron e⁻ | ⁰₋₁e | Moyenne (alu) |
| Bêta+ (β⁺) | Positron e⁺ | ⁰₊₁e | Moyenne (alu) |
| Gamma (γ) | Photon très énergétique | γ | Forte (plomb) |
7.2 Lois de conservation et équations nucléaires
Lois de Soddy :
- Conservation du nombre de masse A
- Conservation du numéro atomique Z (nombre de charges)
Désintégration α : $^{226}_{88}Ra \rightarrow ^{222}_{86}Rn + ^{4}_{2}He$
Désintégration β⁻ : un neutron se transforme en proton $^{14}_{6}C \rightarrow ^{14}_{7}N + ^{0}_{-1}e + \bar{\nu}$
Désintégration β⁺ : un proton se transforme en neutron $^{11}_{6}C \rightarrow ^{11}_{5}B + ^{0}_{+1}e + \nu$
7.3 Loi de décroissance radioactive
$N(t) = N_0 \times e^{-\lambda t}$
$A(t) = A_0 \times e^{-\lambda t}$
- N : nombre de noyaux radioactifs
- A : activité (en Bq, Becquerel)
- λ : constante radioactive (s⁻¹)
- t₁/₂ : demi-vie (temps pour que N diminue de moitié)
Relation demi-vie / constante radioactive : $t_{1/2} = \frac{\ln 2}{\lambda} \approx \frac{0{,}693}{\lambda}$
Datation au carbone 14 :
- t₁/₂(¹⁴C) ≈ 5730 ans
- Utilisé pour dater les matières organiques jusqu'à ~50 000 ans
Chapitre 8 — Énergie et réactions chimiques
8.1 Enthalpie de réaction
Réaction exothermique : libère de l'énergie → ΔH < 0 (Q > 0 pour le milieu)
Réaction endothermique : consomme de l'énergie → ΔH > 0
Loi de Hess : l'enthalpie de réaction est indépendante du chemin suivi.
$\Delta H_{réaction} = \sum \Delta H_{produits} - \sum \Delta H_{réactifs}$
8.2 Piles électrochimiques
Une pile convertit l'énergie chimique en énergie électrique grâce à une réaction d'oxydoréduction spontanée.
Pile Daniell (Cu/Zn) :
- Anode (–) : oxydation → Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
- Cathode (+) : réduction → Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
- Bilan : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
Force électromotrice (fem) : $E = E_{cathode} - E_{anode}$
Les potentiels standard E° sont donnés par rapport à l'électrode standard à hydrogène (ESH).
Résumé des formules essentielles
| Grandeur | Formule | Unités |
|---|---|---|
| Quantité de matière | n = m/M | mol |
| Quantité de matière (gaz) | n = V/Vm | mol |
| Concentration molaire | c = n/V | mol/L |
| Dilution | c₁V₁ = c₂V₂ | — |
| pH | pH = –log[H₃O⁺] | — |
| Constante d'acidité | Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[AH] | — |
| pKa | pKa = –log Ka | — |
| Produit ionique eau | Ke = [H₃O⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ | — |
| Décroissance radioactive | N(t) = N₀·e^(–λt) | — |
| Demi-vie | t½ = ln2/λ | s, min, an |
Exercices types BAC
Exercice 1 — Quantité de matière
On dissout 5,85 g de NaCl (M = 58,5 g/mol) dans 250 mL d'eau.
- Calculer n(NaCl).
- Calculer la concentration molaire de la solution.
- On prélève 50 mL de cette solution pour la diluer dans 200 mL. Quelle est la nouvelle concentration ?
Corrigé :
- n = 5,85/58,5 = 0,100 mol
- c = 0,100/0,250 = 0,400 mol/L
- c₂ = (0,400 × 0,050)/0,200 = 0,100 mol/L
Exercice 2 — pH et acides
Une solution d'acide acétique (pKa = 4,8) a un pH = 3,0.
- Calculer [H₃O⁺].
- La forme prédominante est-elle CH₃COOH ou CH₃COO⁻ ?
- Calculer le taux d'avancement de la dissociation si [CH₃COOH]₀ = 0,10 mol/L.
Corrigé :
- [H₃O⁺] = 10⁻³ = 1,0 × 10⁻³ mol/L
- pH (3,0) < pKa (4,8) → CH₃COOH prédomine
- τ = [H₃O⁺]/[CH₃COOH]₀ = 10⁻³/0,10 = 1% → réaction faiblement avancée
Exercice 3 — Oxydoréduction
On plonge un fil de fer dans une solution de CuSO₄. On observe un dépôt rougeâtre. Couples : Fe²⁺/Fe (E° = –0,44 V) et Cu²⁺/Cu (E° = +0,34 V)
- Quel est l'oxydant ? Quel est le réducteur ?
- Écrire les demi-équations et l'équation bilan.
- Calculer la fem de la pile correspondante.
Corrigé :
- Oxydant : Cu²⁺ ; Réducteur : Fe
- Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ et Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Bilan : Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu
- E = E°(Cu²⁺/Cu) – E°(Fe²⁺/Fe) = 0,34 – (–0,44) = 0,78 V