| Titre : | Chimie générale |
| Auteurs : | Mohamed Ayadim ; Jean-Louis Habib Jiwan |
| Type de document : | Monographie imprimée |
| Editeur : | Louvain : Presses universitaires de Louvain, DL 2013, cop. 2013. |
| Collection : | Cours universitaires (Louvain-la-Neuve), ISSN 2466-6866 |
| ISBN/ISSN/EAN : | 978-2-87558-214-0 |
| Format : | 1 vol. (375 p.) / ill. en noir et en coul., couv. ill. en coul. / 24 cm. |
| Langues: | Français |
| Index. décimale : | 540 (Chimie et sciences connexes) |
| Catégories : |
[Agneaux] Chimie physique et th©orique > Manuels d'enseignement sup©rieur [Agneaux] Chimie physique et th©orique > Probl¨mes et exercices |
| Résumé : |
Cet ouvrage permet à l'étudiant d'aborder rationnellement et de manière très simple les diverses parties de la chimie générale. Il lui fait découvrir sans détails superflus les concepts de base de la chimie tout en donnant de l'importance à la réactivité des substances. Les 16 chapitres s'intègrent dans une logique progressive. Par exemple, le comportement des particules ne peut s'expliquer de façon claire qu'après avoir abordé la classification périodique, la liaison chimique et la thermodynamique. En outre, la présentation d'exercices sous forme de questionnaires à choix multiples (QCM), avec les corrigés à la fin de chacun des chapitres, encourage la réflexion auprès des étudiants et facilite la maîtrise de la matière et l'acquisition des connaissances. Ce livre est un outil efficace pour les étudiants en sciences médicales, en sciences dentaires, en sciences biomédicales, en sciences chimiques, en pharmacie et plus généralement pour les étudiants en sciences du cycle non universitaire. |
| Sommaire : |
Chapitre I. Notions élémentaires 13 LI. Introduction 13 1.2. Définitions de base 1.3. La théorie atomique classique 15 1.3.a. Loi des proportions définies (Proust 1805) 15 I.3.b. Loi des proportions multiples (Dalton 1804) 16 I.3.c. La théorie atomique de Dalton (1808) 16 1.4. Les masses atomiques 17 I.4.a. Loi volumétrique de Gay-Lussac (1808) 17 I.4.b. L'hypothèse d'Avogadro (1811) 18 I.4.c. Notion de masse atomique 18 1.4.d. La masse moléculaire 21 I.4.e. La mole 21 I.4.f. Le nombre d'Avogadro 1.5. La stoechiométrie des solutions 22 1.6. Premier aperçu de la structure atomique 23 I.6.a. Décharge électrique dans les gaz. 23 I.6.b. La radioactivité 25 L6.c. Les isotopes 26 I.6.d. La structure du noyau atomique 26 I.6.e. L'atome divisible 26 1.7. Première classification des éléments 27 I.7.a. Les grandes divisions du tableau périodique 29 1.8. Energie d'ionisation, électroaffinité et électronégativité 31 I.8.a. Énergie d'ionisation 31 I.8.b. Électroaffinité 33 I.8.c. Électronégativité 34 1.9. Le nombre d'oxydation 35 1.10. Exercices 36 1.11. Réponses aux exercices et aide dirigée 39 Chapitre Il. Nomenclature en chimie inorganique 43 11.1. Composés formés de deux « entités». 43 11.2. Composés formés d'ions polyatomiques 45 Cours universitaires 5 11.3. Nomenclature des acides 46 11.4. Les hydrates 47 11.5. Exercices 47 11.6. Réponses aux exercices et aide dirigée 51 Chapitre III. Réactions et équations chimiques 55 111.1. Écriture des équations chimiques 55 111.2. Équilibrer ou pondérer les équations chimiques 56 111.3. Traitement quantitatif de la réaction chimique 56 111.4. Exercices 58 111.5. Réponses aux exercices et aide dirigée 59 Chapitre IV. Les grandes réactions de la chimie inorganique 63 IV.1. Propriétés générales des solutions aqueuses 63 1V.2. Les réactions de précipitation 65 IV.3. Les réactions acide-base 66 I V.3.a. Force des acides et des bases 66 IV.3.b. Constante d'équilibre d'une réaction acide-base 69 IV.3.c. Diagramme de bilan 69 IV.4. Les réactions de transfert d'électron 71 I V.4.a. Couple réducteur-oxydant 72 IV.4.b. Écrire et pondérer les réactions d'oxydo-réduction 73 1V.4.c. Échelle d'oxydo-réduction standard 75 IV.4.d. Quelques réactions d'oxydo-réductions intéressantes 76 1V.5. Réaction de formation de complexes de coordination 78 IV.5.a. Les complexes inorganiques 78 IV.5.b. Les complexes en science de la vie 79 I V.6. Exercices 80 IV.7. Réponses aux exercices et aide dirigée 84 Chapitre V. Structure de l'atome 93 V.1. Ondes et radiations électromagnétiques 93 V.2. L'hypothèse de Planck 95 V.3. L'effet photoélectrique 95 V.4. Les spectres atomiques 96 V.S. Le modèle de Bohr 97 V.6. Les propriétés ondulatoires de l'électron 99 V.7. Le principe d'incertitude d'Heisenberg 100 6 Cours universitaires V.B. Les orbitales atomiques et leur énergie ou l'atome selon la mécanique quantique. 101 V.8.a. Les fonctions d'ondes 101 V.8.b. Les nombres quantiques 102 V.8.c. La forme des orbitales atomiques 104 V.8.d. L'énergie des orbitales 107 V.8.e. La charge nucléaire effective 107 V.9. La configuration électronique des éléments ou « la construction du tableau périodique» 109 V.9.a. Le spin de l'électron 109 V.9.b. Le principe d'exclusion de Pauli 109 V.9.c. Organisation des couches électroniques 110 V.9.d. Règles de remplissage des couches (Aufbau) 110 V.10. Exercices 112 V.11. Réponses aux exercices et aide dirigée 113 Chapitre VI. Le tableau périodique des éléments 115 V1.1. La classification périodique des éléments 115 V 1.2. Les propriétés périodiques des éléments 118 V1.2.a. Métaux et non-métaux 118 VI.2.b. Le rayon atomique 119 VI.2.c. L'énergie d'ionisation 121 V 12.d. L'électroaffinité 122 VI.2.e. L'électronégativité 123 VI.2.f. Le rayon ionique 124 VI.3. Exercices 125 VI.4. Réponses aux exercices et aide dirigée 127 Chapitre VII. La liaison chimique 129 V11.1. La liaison ionique 129 VII.2. La liaison covalente pure 130 VII.2.a. Formation de H2 130 VII.2.b. Description de la liaison H-H dans le modèle ondulatoire .. 132 VII.2.c. Formation de quelques molécules diatomiques homonu-cléaires. 134 V11.3. La liaison covalente polarisée. 137 VII.4. Structures de Lewis 138 V11.5. La notion de résonance 139 V 11.6. L'hybridat ion des orbitales 140 V I1.6.a Hybridation .sp 141 Cours universitaires 7 VII.6.b. Hybridation sp2 142 V11.6.c. Hybridation sp3 143 VII.6.d. Autres formes d'hybridation. 144 VII.6.e. Liaisons simples et multiples 145 VII. 7. La géométrie des molécules 148 VII.7.a. Molécules linéaires (hybridation sp) 149 VII.7.b. Molécules triangulaires planes (plan trigonal) (hybrida-tion sp2) 149 VII.7.c. Molécules courbées ou angulaires 150 VII.7.d. Molécules tétraédrique (hybridation sp3) 150 V11.7.e. Molécules trigonale bipyramidale (hybridation sp3d) 151 VII.7.f. Molécules octaédriques (hybridation sp3d2 ou c 12 sp3) 152 V 11.8. Les forces de cohésion faibles 155 VII.8.a. Forces de Van der Waals 155 VII.8.b. La liaison hydrogène 157 VII.9. La liaison métallique 157 VII.10. Exercices 157 V11.11. Réponses aux exercices et aide dirigée 163 Chapitre VIII. Les gaz 167 V 1111 Les états de la matière 167 Vilna. Le volume d'un gaz 168 V111.1.b. La pression 168 VI1I.l.c. La température d'un gaz 171 VIII.2. Les lois des gaz 172 V III.2.a. Loi de Boyle 172 VIII.2.b. Loi de Charles 173 V I11.2.c. Loi de Dalton 175 VII 1.2.d. Principe d'Avagadro 176 VIII.2.e. Loi du gaz parfait 177 VIII.2.f. Écart à la loi des gaz parfaits 178 VIII.2.g. Liquéfaction des gaz 178 VIII.3. Exercices 179 VIII.4. Réponses aux exercices et aide dirigée 180 Chapitre IX. Thermodynamique — Le premier principe 183 IX.1. Systèmes 183 IX.2. Travail, énergie et chaleur 184 I X.3. Le premier principe 187 8 Cours universitaires IX.4. L'enthalpie 188 IX.5. Capacité calorifique à pression constante et à volume constant 190 IX.6 Enthalpie de changement de phase 191 IX.7. L'enthalpie des transformations chimiques 193 IX7.a. Enthalpie de réaction 193 1X.7.b. Combinaison des enthalpies de réaction : Loi de Hess 195 I X.7.c. Enthalpie de combustion 198 IX.7.d. Enthalpies standard de formation 199 IX.8. Cycle de Haber-Born 200 IX.9. Enthalpies de liaison 202 IX.10. Variation de l'enthalpie avec la température 204 IX.11. Exercices 206 IX.12. Réponses aux exercices et aide dirigée 209 Chapitre X. Thermodynamique: 2e et 3e principes 211 Xi. Entropie et désordre 212 X.2. Variations d'entropie 215 X.3. Variations d'entropie liées aux changements d'état physique 216 X.4. Interprétation moléculaire de l'entropie 219 X.5. Entropies molaires standard 219 X.6. Entropies standard de réaction 221 X.7. Variation d'entropie de l'environnement 222 X.8. La variation globale d'entropie 224 X.9. Équilibre 227 X.10. Énergie libre 228 X.11. Énergie libre de réaction 231 X.12. Énergie libre et travail 234 X.13. Effet de la température 235 X.14. Exercices 236 X.15. Réponses aux exercices et aide dirigée 239 Chapitre Xl. Équilibre chimique 241 X1.1. Le caractère dynamique de l'équilibre 241 XI.2. Expression de la constante d'équilibre 242 X1.3. Équilibre chimique et thermodynamique 245 XI.4. Loi de Le Chatelier ou réponse d'un équilibre à une variation des condi- tions 247 XI.4.a. Effet de la concentration 247 Cours universitaires 9 X I.4.b. Effet de la pression 248 X I.4.c. Effet de la température 250 XI.4.d. Principe de Berthollet 251 XI.5. Exercices 252 XI.6. Réponses aux exercices et aide dirigée 254 Chapitre XII. Les propriétés physiques des solutions 257 XIII. Introduction 257 XII.2. L'enthalpie de dissolution 257 XII.3. Effet de l'entropie sur la dissolution 258 XI1.4. Facteurs affectant la solubilité 259 XII.5. Les propriétés colligatives 260 X11.5.a. Abaissement de la pression de vapeur 260 XII.5.b. Abaissement du point de congélation et élévation du point d'ébullition 261 XII.5.C. La pression osmotique 262 X 11.6. Exercices 264 X11.6. Réponses aux exercices 265 Chapitre XIII. Acides et bases 267 XIII.I. Acides et bases selon Arrhenius 267 X III.2. Le concept de Brônsted-Lowry 268 XIII.3. Force relative des acides et des bases 268 XIII.4. Structure moléculaire et force des acides 270 XIII.5. L'auto-ionisation de I eau 271 X 111.6. L'échelle de pH 272 XIII.7. Notions de pKA et pKB 273 XIII.8. pH d'une solution d'un acide fort ou d'une base forte 274 X111.9. pH d'une solution d'acide faible 275 X111.10. pH d'une solution de base faible 278 X111.11. pH d'une solution d'un sel 279 XIII.12. Le pH de solutions aqueuses contenant plusieurs acides ou plusieurs bases 281 X111.13. Les solutions tampons 282 X111.14. pH des solutions d'acides polyprotiques et de leurs sels 286 X111.15. pH d'une solution très diluée d'acide fort 289 XIII.16. Titrages acide-base 290 XI I I.16.a. Les indicateurs acide-base 290 10 Cours universitaires X III.16.b.Titrage d'un acide fort par une base forte. 291 X III.16.c. Titrage d'une base forte par un acide fort. 293 XIII.16.d.Titrage d'un acide faible par une base forte. 293 X111.16.e. Titrage d'une base faible par un acide fort. 295 XIII.16.f. Titrage d'un acide polyprotique par une base forte 296 XIII.17. Exercices 298 XIII.17. Réponses aux exercices et aide dirigée 305 Chapitre XIV. La solubilité des sels 311 X IV.1. Le produit de solubilité des sels (Ksp) 311 XIV.2. Relation entre le produit de solubilité et la solubilité 312 XIV.3. Effet d'ion commun sur l'équilibre de solubilité 313 X IV.4. Solubilité et activité 313 XIV.5. Détermination quantitative de la précipitation 314 XIV.6. Influence du pH sur la solubilité 314 X IV.7. Solubilité et ions complexes 315 XV1.8. Les ions complexes dans les réactions acido-basiques 316 XIV.9. Exercices 316 XIV.10 Réponses aux exercices et aide dirigée 318 Chapitre XV. L'électrochimie 321 XV.1. La conductivité des systèmes 321 XV.1.a. Les conducteurs métalliques 321 XV.I.b. Les conducteurs électrolytiques 321 X V.2. L'électrolyse 322 XV.3. La loi de Faraday ou l'électrolyse quantitative 325 XV.4. Les cellules galvaniques (piles) 326 XV.5. La force électromotrice des piles 328 XV.6. Les potentiels d'électrode 329 XV.7. Utilisation des potentiels standards d'électrode 333 XV.8. Détermination effective des potentiels d'électrode 334 XV.9. La loi de Nernst 335 XV.10. Les piles de concentration 336 XV.11. La mesure du pH 337 XV.12. Exercices 338 XV.13. Réponses aux exercices et aide dirigée 345 Cours universitaires 11 |
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| Chimie des solutions | Zumdahl, Steven S. |
