| Le nombre de moles (|n|) | ||n=\frac{m}{M}|| |
Le nombre de moles (|n|) est égal au rapport de la masse expérimentale (|m|) sur la masse molaire (|M|). |n|: nombre de moles |\text{(mol)}| |m|: masse |\text{(g)}| |M|: masse molaire |\text{(g/mol)}| |
| La concentration molaire (ou molarité) (|C|) | ||C=\frac{n}{V}|| |
La molarité (|C|) est le nombre de moles (|n|) de soluté pour un volume (|V|) total de |\text{1 L}| de solution. |n|: nombre de moles |\text{(mol)}| |V|: volume de solution |\text{(L)}| |C|: concentration molaire |\text{(mol/L)}| |
| La concentration et le volume avant et après une dilution | ||C_{1}\cdot V_{1}=C_{2}\cdot V_{2}|| |
Le produit du volume initial (|V_{1}|) et de la concentration initiale (|C_{1}|) est égal au produit du volume final (|V_{2}|) et de la concentration finale (|C_{2}|).
|V_{1}|: volume initial |C_{2}|: concentration finale |V_{2}|: volume final |
| La transformation de degrés Celsius |\text{(°C)}| en kelvins |\text{(K)}| ou vice-versa |
|T\ (^\circ C)+273,15=T\ (K)| |T\ (K)-273,15=T\ (^\circ C)| |
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| L'acidité d'une solution |
||pH=-log\;[H^{+}]||
||pH=log\;\frac{1}{[H^{+}]}||
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|[H^+]| représente la concentration en ions |H^+| |
| La concentration des ions |H^+| et |OH^-| lors d'une réaction de neutralisation | ||V_{a}\cdot[H^{+}]=V_{b}\cdot[OH^{-}]|| | Le produit du volume acide et de la concentration en |H^+|est égal au produit du volume basique avec la concentration en |OH^-|. |
| La loi des gaz parfaits | ||PV=nRT|| |
|R|: constante des gaz parfaits |(8,314 \ \text{kPa} \cdot \text{L/(mol} \cdot \text{K)})|
|V|: volume |\text{(L)}|
|P|: pression |\text{(kPa)}|
|n|: quantité de gaz |\text{(mol)}|
|T|: température |\text{(K)}|
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| La loi générale des gaz | ||\frac{P_{1}\cdot V_{1}}{n_{1}\cdot T_{1}}=R=\frac{P_{2}\cdot V_{2}}{n_{2}\cdot T_{2}}|| |
Cette loi est utile lorsque les conditions varient, que ce soit au niveau du volume |(V)|, de la pression |(P)|, du nombre de moles |(n)| ou de la température |(T)|.
|V|: volume |\text{(L)}|
|P|: pression |\text{(kPa)}|
|n|: quantité de gaz |\text{(mol)}|
|T|: température |\text{(K)}|
Cette loi regroupe toutes les autres lois sur les gaz : Avogadro, Charles, Boyle-Mariotte et Gay-Lussac.
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| La loi de Dalton | ||P_{totale}=P_{p1}+P_{p2}+P_{p3}+...|| | Cette loi permet d'exprimer la pression totale exercée par les pressions partielles des gaz dans un mélange. |
| La pression partielle d'un gaz |
||P_{pA}= P_{T}\frac{n_{A}}{n_{T}}||
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|P_{pA}|: pression partielle du gaz A |\text{(kPa)}|
|P_{T}|: pression totale du mélange |\text{(kPa)}|
|n_{A}|: quantité du gaz A |\text{(mol)}|
|n_{T}|: quantité de gaz totale |\text{(mol)}|
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| La loi de Graham | ||\frac{v_{1}}{v_{2}}=\sqrt{\frac{M_{2}}{M_{1}}}|| |
Cette loi précise que lorsque deux gaz se diffusent dans un même milieu, le rapport entre leurs vitesses est inversement proportionnel à la racine carrée de leur masse molaire ou de leur masse volumique.
|v_{1}|: vitesse de diffusion du gaz 1 |\text{(m/s)}|
|v_{2}|: vitesse de diffusion du gaz 2 |\text{(m/s)}|
|M_{1}|: masse molaire du gaz 1 |\text{(g/mol)}|
|M_{2}|: masse molaire du gaz 2 |\text{(g/mol)}|
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| La calorimétrie | ||Q=m\cdot c\cdot\Delta T|| |
|Q|: quantité d’énergie transférée |\text{(J)}| |m|: masse de la substance qui subit la variation de température |\text{(g)}| |c|: capacité thermique massique de la substance |\text{(J/(g.°C))}| |\Delta T|: variation de température |\text{(°C)}| |
| Le transfert d'énergie pour une même substance | ||(m_{1}\cdot T_{1})+(m_{2}\cdot T_{2})=(m_{tot}\cdot T_{f})|| |
On utilise cette relation lors d’un transfert d’énergie pour une même substance possédant des quantités de masses (ou volumes) et des températures différentes.
Les indices 1 sont associés à une substance (par exemple celle dont la température est élevée). Les indices 2 sont associés à une deuxième substance (par exemple, celle dont la température est basse).
|m_{tot}|: masse totale des deux substances
|T_{f}|: température finale entre les deux substances
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| La chaleur molaire de réaction (|\Delta H|) | ||\Delta H=\frac{Q}{n}|| |
On ramène la quantité de chaleur |(Q)| à 1 mole et on applique la convention du signe approprié :
positif (+) si la réaction est endothermique et négative (-) si la réaction est exothermique.
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| La variation d'enthalpie | ||\Delta H=H_{p}-H_{r}|| |
|\Delta H|: variation d'enthalpie (en J)
|H_{p}|: enthalpie des produits (en J)
|H_{r}|: enthalpie des réactifs (en J)
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| La loi de Hess |
||\Delta H_{tot}=\Delta H_{1}+\Delta H_{2}+\Delta H_{3}+...|| |
La variation d’enthalpie (|\Delta H|) d’une réaction globale est égale à la somme des |\Delta H| des étapes individuelles. |
| Voici différentes façons de trouver le ΔH: |
1. On peut comparer la somme des enthalpies des produits et des réactifs. 2. On peut comparer les valeurs des énergies d’activation directe et inverse. 3. On peut comparer les énergies lors des bris de liens et des formations de liens. |
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| La mesure de la vitesse d'une réaction |
||Vitesse\; de\; r\acute{e}action=\frac{Mesure\; d'un\; changement}{unit\acute{e}\; de\; temps}|| ||Vitesse\; de\; réaction=\frac{Diminution\; quantité\; réactifs}{unité\; de\; temps}|| ||Vitesse\; de\; r\acute{e}action=\frac{Augmentation\; quantit\acute{e}\; produits}{unit\acute{e}\; de\; temps}|| |
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| La loi de la vitesse d'une réaction (loi d'action de masse ou lois de Guldberg et Waage) |
||v=k[A]^{x}[B]^{y}||
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La vitesse d’une réaction à une température donnée est directement proportionnelle au produit de la concentration des réactifs élevée à la puissance correspondant à leur coefficient respectif dans l’équation équilibrée.
Ainsi dans l’exemple hypothétique suivant :
2 A (g) + B (g) → A2B (g), on aurait :
v = k [A]2 [B].
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| La vitesse générale de réaction |
||aA+bB\rightarrow cC+dD||
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|v|: vitesse générale (en |mol/L\cdot s|) |a|,|b|,|c| et |d|: coefficients de chaque substance |\Delta[A]|,|\Delta[B]|,|\Delta[C]| et |\Delta[D]|: variations de la concentration de chaque substance en jeu dans la réaction (en |mol/L|) |\Delta t|: variation de temps (en |s|) |
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La constante d'acidité
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||K_{a}=\frac{[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}||
||HA_{(aq)}\rightleftharpoons H_{(aq)}^{+}+A_{(aq)}^{-}|| |
|K_{a}|: constante d'acidité
|[H^{+}]|: concentration en ions hydronium dans l'eau (en mol/L)
|[A^{-}]|: concentration de la base conjuguée (en mol/L)
|[HA]|: concentration de l'acide non dissocié (en mol/L)
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| La constante de basicité |
||K_{b}=\frac{[B^{+}][OH^{-}]}{[B]}||
||B_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons B_{(aq)}^{+}+OH_{(aq)}^{-}|| |
|K_{b}|: constante de basicité
|[B^{+}]|: concentration de l'acide conjugué (en mol/L)
|[OH^{-}]|: concentration en ions |OH^{-}| dans l'eau (en mol/L)
|[B]|: concentration de la base non transformée (en mol/L)
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| Le calcul de la valeur de la constante d'équilibre (KC ou Ké) |
||K_{c}=\frac{[C]^{c}\cdot[D]^{d}}{[A]^{a}\cdot[B]^{b}}||
||aA+bB\rightarrow cC+dD|| |
Dans ces calculs, seuls les gaz et les ions sont concernés. Il ne faut donc pas considérer les réactifs et les produits sous forme solide et liquide. |
| La constante du produit de solubilité |
||K_{ps}=[X^{+}]^{n}[Y^{-}]^{m}||
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|K_{ps}|: constante du produit de solubilité
|[X^{+}]| et |[Y^{-}]|: concentrations des ions à l'équilibre (en mol/L)
n et m: coefficients de chacun des ions
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| En milieu acido-basique, il est utile de se rappeler de la constante d'ionisation de l'eau (KH2O). | ||K_{H_{2}O}=[H^{+}]\cdot[OH^{-}]=1\times10^{-14}\grave{a}\;25^{o}C|| | |