Chimie générale et minérale
L'épreuve de chimie porte sur la structure de l'atome et la liaison, les équilibres en solution aqueuse (acide-base, solubilité, oxydoréduction) et la stœchiométrie. Elle vérifie la rigueur des bilans et la maîtrise des concentrations en mol·L⁻¹.
Atomistique et liaison
- Remplissage électronique selon Klechkowski (n + l croissant, puis n croissant), règle de Hund, exceptions Cu, Ag, Cr.
- Électronégativité croissante vers la droite et vers le haut du tableau ; rayon atomique décroissant vers la droite.
- VSEPR : les doublets liants et non liants se repoussent ; AX4 tétraédrique, AX3E pyramidal, AX2E2 coudé ; hybridations sp³, sp², sp.
Solutions aqueuses
- pH = −log[H3O⁺] ; acide fort : pH = −log C ; acide faible peu dissocié : pH = ½(pKa − log C).
- À l'équivalence acide-base : n(acide)/coefficient = n(base)/coefficient.
- Oxydoréduction : nombres d'oxydation, demi-équations équilibrées en masse et en charge, puis équation bilan ; E = E° + (0,06/n)·log(Ox/Red) à 25 °C.
Exemple rédigé
Acide acétique à 0,10 mol·L⁻¹, Ka = 1,8·10⁻⁵ donc pKa = 4,74. L'acide est faible et peu dissocié : pH = ½(pKa − log C) = ½(4,74 + 1,00) = 2,87. Vérification : [H3O⁺] ≈ 1,3·10⁻³ mol·L⁻¹, soit 1,3 % de C, ce qui valide l'approximation. Une dilution par 10 ferait passer le pH à 3,37 : le facteur de dilution doit être traité, pas ignoré.
Pièges qui coûtent des points
- Confondre pKa et pH, ou oublier la dilution dans le calcul de concentration.
- Équilibrer une demi-équation sans contrôler la conservation des charges.
- Appliquer la formule simplifiée sans vérifier que l'acide est effectivement peu dissocié.
- Oublier que la solubilité d'un sel d'acide faible dépend du pH.