PLAN DU COURS/CONCOURS

1ère Partie : CHIMIE ORGANIQUE

Point 0 : INTRODUCTION

Point 1 : CLASSIFICATION ET FORMULATIONS DES COMPOSES ORGANIQUES

Point 2 : GROUPEMENTS FONCTIONNELS

Point 3 : NOMENCLATURES

2ème Partie : CHIMIE INORGANIQUE

Point 0 : INTRODUCTION

Point 1 : PRESENTATION DE L’ATOME

Point 2 : CONFIGURATION ELECTRONIQUE

Point 3 : NOTION DE CONCENTRATION

Point 4 : NOTION DE PH

Point 5 : ETAGE D’OXYDATION

Point 6 : EQUILIBRAGE REDOX

3ème Partie : CHIMIE NUCLEAIRE

Point 1 : LA RADIO-ACTIVITE

Département des chimies

1ère Partie : CHIMIE ORGANIQUE

Point 0 : Introduction

Définition : La chimie organique est la branche de la chimie qui s’occupe des

composés organiques sauf les oxydes de carbone (Co et Co2), les carbonates,
les hydrogénocarbonates, les carbures et les cyanures.

• Matière Organique : composé du carbone

• Hydrocarbures : composés d exclusivement par les atomes
d’hydrogène(H) et les atomes de carbone (C)
• Molécule : un assemblage d’atomes
• Atome : plus petite particule d’un corps
• Electron : composant de l’atome, la partie négative
• Proton : composant de l’atome, la partie positive

Point 1 : CLASSIFICATION ET FORMULATION DES COMPOSES ORGANIQUES

A. Classification des composés organiques 4

principaux groupes :

• Alcane : Hydrocarbure saturé caractérisé par la présence d’une liaison

covalente simple
Formule générale : CnH2n+2
Exemple : C4H1O
• Alcène : Hydrocarbure insaturé caractérisé par la présence d’au moins
une double liaison covalente.
Formule générale : CnH2n
Exemple : C4H8
• Alcyne : Hydrocarbure insaturé caractérisé par la présence d’une triple
liaison.
Formule générale : CnH2n-2
Exemple : C4H6
• Alkyle : Hydrocarbure insaturé caractérisé par la présence des
ramifications
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 Formule générale : CnH2n+1
Exemple : CH3

B. Formulation des composés organiques 2

formulations :
• Brute : consiste à représenter juste le nombre de chaque atome dans
une molécule.
Exemple : C4H10O2
Structurale :
2 types :
 Stéréochimique : Pas important pour vous (pour l’instant)
 Plane : Nous avons 4 sortes :
 Condensée : Il y a la présence d’aucune liaison Exemple :
CH3CHCH2
 Semi développée : on montre toutes les liaisons que
font les groupes d’atomes dans la molécule. Exemple :
CH3 CH CH2
 Développée : On montre toutes liaisons que font tous
les atomes dans la molécule. Exemple : H
H C C C H
H H H

 Topologique : Ici nous pouvons observés des formes

plus ou moins géométriques, où tous les sommets et
extrémités représentent le carbone.
Exemple : CH 2
= H3C CH3

Point 2 : GROUPEMENTS FONCTIONNELS

Ils sont classés en deux grands groupes :

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 • Avec élément de base ‘’Azote’’ (N) Nous avons 3 groupements :

 Amine : R-NH2
 Amide : R-Co-NH2
 Nitrile : R-CN ou NC-R

• Avec l’élément de base ‘’Oxygène’’ (O)

 Avec 3 oxygènes
 Anhydride : R-Co-o-Co-R
 Avec 2 oxygènes
 Acide Carboxylique : R-CooH
 Ester : R-Coo-R’
 Avec 1 oxygène
 Alcool : R-OH
 Cétone : R-Co
 Ether oxyde : R-o-R’
 Aldéhyde : R-CoH
 Phénol : oH

Point 3 : NOMENCLATURE Il s’agit

ici de nommer les chaînes.

Nous verrons 2 nomenclatures :

A. Nomenclatures des hydrocarbures

Les hydrocarbures suivent tous 3 règles principales :
 Recherche de la chaîne d principale
 Numéroter les carbones de la chaîne principale
 Identifier les radicaux alkyles

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  Signaler les positions de radicaux alkyles
 Signale également le nombre d’atomes de carbone de la chaîne
principale (voir tableau) NB :
Les radicaux alkyles sont placés devant les noms des
radicaux alkyles correspondants
Les radicaux alkyles sont placés selon l’ordre
alphabétique lors de la nomenclature.
Si, dans une même chaîne, il existe plusieurs radicaux
alkyles identiques, on utilise le préfixe : di, tri, tétra, …

Si n= Préfixe Suffixe Suffixe Suffixe Alcyne S. Alkyle

Alcane Alcène
1 Meth ane ène yne yle
2 Eth ane ène yne yle
3 Prop ane ène yne yle
4 But ane ène yne yle
5 Pent ane ène yne yle
6 Hex ane ène yne yle
7 Hept ane ène yne yle
8 Oct ane ène yne yle
9 Non ane ène yne yle
10 Déc ane ène yne yle
11 Onde ane ène yne yle
12 Dodéc ane ène yne yle
13 Tridéc ane ène yne yle
14 Tétradéc ane ène yne yle
15 Pentadéc ane ène yne yle
16 Hexadéc ane ène yne yle
17 Heptadéc ane ène yne yle
18 Octadéc ane ène yne yle

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 19 Nonadéc ane ène yne yle
20 Eicos ane ène yne yle

1. Alcane : présence des simples liaisons Règle :

 On ajoute le suffixe ‘’ane’’ à la fin
 La numérotation va de l’extrémité la plus proche de la
ramification (en cas des chaînes ramifiées)

Schéma : Position des alkyles – nom de l’alkyle et préfixe selon le nombre de n et le suffixe ane

Exemple : CH3

CH3 – CH2 – CH2 – CH – C – CH3 : 2,3 – triméthylhexane

CH3 CH3

2. Alcène : présence d’au moins une double liaison

Règle :
 On ajoute le suffixe ‘’ène’’
 On signale la position de la double liaison
 On privilège la double liaison
 La numérotation va de l’extrémité la plus proche de la
double liaison

Schéma : Position des alkyles – nom de l’alkyle et préfixe selon le nombre de n – position de la
double liaison – suffixe ène

NB : Au cas où, dans une chaîne, il y’a la présence de plusieurs doubles liaisons,
on utilise les préfixes di, tri, tétra, … avant le suffixe ène

Exemple : CH3 – CH C – CH CH – CH2 – CH – CH3 : 3,7 – diméthylnon – 2,4 –

diène

CH3 CH2 – CH3

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 3. Alcyne : présence d’au moins une triple liaison
Règle :

 On ajoute le suffixe ‘’yne’’

 On signale la position de la triple liaison
 On privilège la triple liaison
 La numérotation va de l’extrémité la plus proche de la
triple liaison

Schéma : Position des alkyles – nom de l’alkyle et préfixe selon le nombre de n – position de la
triple liaison – suffixe yne

NB : Au cas où, dans une chaîne, il y’a la présence de plusieurs doubles liaisons,
on utilise les préfixes di, tri, tétra, … avant le suffixe yne.

B. Nomenclature des groupements fonctionnels

Ils sont nommés comme les hydrocarbures, à la différence de :
 On privilège l’atome ou le groupe d’atome portant le groupement
 La numérotation va de l’extrémité la plus proche de l’atome ou
groupe d’atome portant le groupement
 On ajoute le suffixe du groupement déterminé.
 Toujours signaler la position du groupement

 Alcool : on ajoute le suffixe ‘’ol’’

 Phénol : on ajoute le suffixe ‘’ol’’
 Ether oxyde : on ajoute le suffixe ‘’ether’’
 Amine : on ajoute le suffixe amine
 Aldéhyde : on ajoute le suffixe ‘’ol’’
 Acide carboxylique : Acide + radical + le suffixe ‘’oique’’
 Cétone : Radical + le suffixe ‘’one’’
 Amides : Radical + le suffixe ‘’amide’’ NB :

En cas d’une chaîne alcyne ou l’acène, il faut toujours signaler la position

de la double ou de la triple liaison et ensuite la position du groupement
fonctionnel.

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 Le suffixe du groupement passe en dernier lieu lors de la nomenclature.

2 eme PARTIE : CHIMIE INORGANIQUE :

Point 0 INTRODUCTION ;

Définitions de quelques concepts

1. Chimie inorganique (minérale) : est la partie de la chimie qui traite des

composés d’origine minérale
2. Matière : tout ce qui a une dimension et occupe une portion de l’espace

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 3. Molécules : est une particule formée d’atome et qui représente pour un
corps pur constitué la plus petite quantité de matière pouvant exister à
l’état libre
4. Atomes : la plus petite partie d’un corps simple pouvant se combiner
chimiquement avec un autre
5. Phase : composition chimique dont toutes les particules possèdent les
mêmes propriétés
6. Mélanges : est une association non intime de 2 ou plusieurs substances
chimiques
Mélanges Homogène : mélange dans lequel on ne peut distinguer les
substances qui le compose
Mélanges Hétérogène : mélange dans lequel les substances qui le
compose sont visibles à l’ œil nu (sont de différentes natures)

7. Solutions : mélange homogène résultant de la dissolution d’un ou

plusieurs soluté dans un solvant
Solvant : substance liquide possédant la propriété de dissoudre certaines
substances
Soluté : remède liquide contenant une substance en solution

Point 1 : PRESENTATION D’UN ATOME

Atome : la plus petite partie d’un corps simple pouvant se combiner

chimiquement avec un autre
il est constitué d’un noyau et des nucléons (on retrouve dans son noyau
des protons et neutrons) Représentation :

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A
X
ZN

X=Atome quelconque
A=Nombre de masse
Z= Numéro atomique de l’élément
N= Nombre de neutron (Aussi nombre d’électrons et de protons)

N (Nombre de neutron) =A - Z
Ex :

56
Fe26 Z= A-N soit 56-26= 30

Le tableau périodique :

Les familles dans le T.P :

Il en existe 8 :

I. Alcalins
II. Alcalino-terreux III. Terreux Maitriser les 20 premiers éléments
Point2 : CONFIGURATION ELECTRONIQUE
IV. Carbonide
V. Azotide
VI. Sulfuride La configuration électronique c’est la répartition des électrons
VII. Halogene sur les diverses couches
VIII. Gaz rares
Il existe 7 couches (K L M N O P qui sont capables de contenir
2 6 10
4 lettres (s p d
f14)

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T.A.F : Il est question de faire correspondre le Z d’un élément donné avec la
somme des exposants

Déterminer la configuration électronique des éléments dont ;

a) Z= 5

1s2 2S2 2P1 car 2+2+1=5

b) Z= 2

1S2

(A retenir) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

………………………………………7p6

Si élément propose n’est pas un atome mais un ion (cation ou anion) pour
trouver sa configuration électronique on ne se réfère pas à son Z mais à Z+
Nbre d’e- échangé pour l’anion(-) ET Z- Nbre d’e- échangé pour le cation(+)
Exemples pratiques

1. Déterminer la configuration électronique et nommer l’élément dont : a)

Z=9

1s2 2s2 2p5

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 FLUOR (F)

b) Z= 30

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 ZINC(Zn)

2. la configuration électronique de l’ion chlorure (Z=17) est :

1S2 2S2 2P6 3S2 3P6

3. Indiquez le symbole pouvant être accepte pour montrer une

orbite atomique.

a) 1p b) 2d c) 3f d) 4s e) pas de bonne réponses

4. La configuration électronique de l’ion fluorure est :

comme il n y a pas d’indicatif on entend par Ion fluorure le (F - )
étant un anion(porteur de la charge négative) ce qui implique un gain
d’électron 1s2 2s2 2p6

5. La configuration électronique de l’ion Sodium (Na+) dont Z= 11

est : l’ion Sodium (Na+) est un cation (il et porteur d’une charge
positive) ce qui implique une perte d’électron
1S2 2S2 2P6

Point 3 : NOTION DE CONCENTRATION

Nous travaillerons essentiellement sur la Normalité(N) et la molarité (M)

La normalité (N)

N avec n.éq

Département des chimies

 Expression de N : éq.g/l ou N

La molarité(M)

Expression de M : mol/l ou M

Sachant que :
N=normalité Relation entre la Normalité et la molarité :
n = nombre de mol
𝑥
N= M Х
M=molarité
Relation fondamental de la volumétrie :
m=masse En présence de 2 solution chacune avec sa concentration en
NORMALITE et son VOLUME
Mm = masse molaire N1.V1=N2.V2
V=volume x= nombre
d’e- échangé
n.éq= nombre d’équivalent gramme
E= équivalent gramme

Astuces pour déterminer le nombre d’e- échangé ( x ) :

Formule d’ionisation:
Ax BY x Ay+ + y Bx-

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Pour l’acide : le X est l’indice de l’Hydrogène
ex : H2SO4 X=2
HCl X=1

Pour la base : le X équivaut a l’indice du groupement (OH)

ex : NAOH
X=1.1 qui donne 1
KOH
X=1

Pour le sel : on multiplie l’indice X.Y

ex : Pour le Nacl x=1

Al2(so4)3 x=2.3 qui donne 6

EXCEPTION : POUR
LE KMnO4
en milieu acide faible : x=3 en
milieu acide fort : x=5

Exemples pratiques :

1. La normalité de 3l de permanganate de potassium 1fois molaire est :

résolutions
Données inconnue Formules
v= 3l N= ? N= M.X
M=1
X=5
Étant donné qu’il n’y a pas de précision
Pour le KMnO4 nous les considérons
pris en milieu acide fort
A.N

N=1. 5
N= 5 éq.g/l ou N
2. 30ml d’une solu de H2SO4 est titré avec 30ml d’une solution de NAOH 1M
la concentration de l’acide :
Département des chimies
 Résolutions
Données inconnue Formules
va= 30ml N a= ? Na. Va=Nb. VB
Vb=3Oml c=
1M Je convertis en normale
Nb=1.1=1
A.N

N= 1 éq.g/l ou N

3. Quelle quantité faudrait-il pour dissoudre 50ml d’acide Nitrique pour

obtenir une solu 0,102M

Résolutions

Données inconnue Formules v= 50ml

en l(0,05) m= ?
M=0,102
Mm HNO3 =63g/mol m=M.Mm.V
X=1

A.N
m= 0,102X0, 05x63
m=0,321g
4. A 10ml d’une solution de NaOH de 14N on ajoute 40ml d’eau La
normalité de la solution obtenue est :

Résolutions

Données inconnue Formules

v1= 10ml V2= ? N1. V1=N2. V2
𝑁1 𝑋 𝑉1
VH20=4Oml N2=?
𝑁2 = 𝑉2

Département des chimies

 V2= v1+VH20

A.N

V2= 10+40 / = 50ml

14 𝑋 10
𝑁2 = 50

N2=2.8 éq.g/l ou N
5.

Point 4: NOTION DE PH
Le pH c’est le potentiel hydrogène

Département des chimies

Le Ph c’est le cologarithme décimal de la concentration de l’ion Hydronium
{H3O+}
PH=colog {H3O+}

Ph=-log (H3O+)

Echelle du P.H

NEUTRE

0 ACIDE 7 BASIQUE 14

Calcule du PH

• Cas des acides :

Acide Fort : Ph=-log Na

Acide Faible : Ph=- log Ka- log Na ou Ph= pKa - log Na

Retenons que pKa=-log Ka et Na vaut la concentration de l’acide (en Normale)

Cas des bases :

Base forte : Ph=14-log cb

Base faible : Ph= pKb+ cb ou Ph= pKa cb

Retenons que : pka+pkb=14 d’où pkb=14-pka

On peut aussi vous demander ;

le POH qui équivaut à : -log {OH-}

Le Ph de la concentration {OH-} : Ph=14+ log {OH-}

• Cas des solutions Salines (acide+ base = sel)

Acide fort + base forte MR : Ph=7
Acide fort + base faible Mr : Ph log Cs

Département des chimies

 Acide faible + base forte mR: Ph=7+ pKa + log cs

Acide faible + base faible mr : Ph=7- log Ka + log cs

• Cas des mélanges (solutions titrées)

Na.Va=Nb.Vb
Trois cas majeurs :
 Si Na.Va ˃ Nb.Vb Ph=-

 Si Nb.Vb ˃ Na.Va Ph=14+ log

 Si Na.Va=Nb.Vb Ph=7(Neutre)

NB : vt(volume totale=volume de l’acide (Va) +(Vb) volume de la base

Classification des électrolytes fort et faible :

Electrolytes forts Electrolytes faibles

Acide Base sels Acide Base Sels
H2so4 NaOH,LiOH Tous les H3PO4 Hydroxyde
HNO3 KOH sels sauf le H2SO3 d’alcalino
HBrO4 Ca(OH)2 peu HNO2 terreux
HclO4 Ba(OH)2 solubles HF,H2S sauf
Tous les Ba(OH)2
H2S2O8 Mg(OH)2
acides Hydroxyde
Rb(OH) et organiques Des
KMnO4
métaux de
Cs(OH) transition
HclO3, HCl CH3COOH
NH3
HBr et Hi NH4(OH)

Logarithmes à maitriser :
Log1=0 Log2=0,3 Log3=0,5 Log4=0,6
Log5=0,7 Log6=0,8 Log7=0,85 Log8=0,9
Log9=0,95 Log10=1
Département des chimies
Point 5 : L’ETAGE D’OXYDATION (E.O)
L’E.O d’un atome c’est la charge formelle que porte cet atome dans une
molécule

A savoir :
La somme d’étages d’oxydation dans une molécule doit donner 0
L’E.O d’un atome pris seul (n’est pas lié à un autre dans une molécule) donne
toujours 0

Quelques atomes ayant des E.O connus :

Oxygène(O)=-2, Hydrogène= +1, Sodium(Na) = +1, Chlore =-1

Potassium(K) =+1

Exemples :

Déterminer l’E.O H2SO4 :

L’E.O de H et O étant connus et respectivement (+1) et (-2)

on doit chercher l’E.O du S

Au brouillon : (+1)2+X+ (-2)4=0

2+X-8=0 // X=8-2
x=6

Apres avoir déterminer L’ E.O du S je remplace en tenant compte des indices l’H et O :
H2SO4
(+1)2+6 +(-2)4=0

CAS PARTICULIERS :

• L’E.O de l’OXYGENE dans les peroxydes n’est pas (-2) mais plutôt (-1)
et dans le super oxyde il est a −1⁄2 ex : H2O2(peroxydes) et
(super oxyde)

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 • L’EO de l’Hydrogène dans les hydrures métalliques n’est pas (+1)
mais plutôt (-1) ex : LiH
Point6 : EQUILIBRAGE REDOX

Compréhension de quelques concepts

Oxydation : Réactions au cours de laquelle une particule perd des électrons

(elle correspond à une montée d’E.O)

Réduction : Réactions au cours de laquelle une particule gagne des électrons

(elle correspond à une descente d’E.O)

Réaction d’Oxydo-réduction : est une réaction au cours de laquelle il y a

échange d’électrons entre deux particules
celui qui cède= monte d’EO et celui qui capte baisse d’EO

Oxydant : C’est celui qui subit la réduction

Réducteur : C’est celui qui subit la réduction

Ex1: Réduction (+2e-

Fe + 2HCl Fecl2+ H2
0 +1 +2 0

Oxydation (-2e-)

Coefficient stœchiométrique : 1/2//1/1

Forme oxydée : est la forme qui a perdu des électrons (e-)

Forme réduite : est la forme ayant gagné des électrons(e-)

Ex2 : oxydant (-2e-)

KMnO4+ HCl Mncl2 +cl2+KCl+ H20

+7 -1 +2 0
Réduction (+5 e-)

Forme réduit/couple oxydent : Forme oxydée /couple réduit :

Mn04- / Mn2+ 2Cl / 2Cl-

MnO4-+ 5e- + 8H+ Mn2++4H2O 2Cl- Cl2 + 2e-

Département des chimies

On cherche à éliminer les électrons en faisant la méthode d’addition

MnO4-+ 5e- + 8H+ Mn2++4H2O 2

2Cl- Cl2 + 2e 5

2MnO4-+ 10e- + 16H+ 2MnO4+ 8H2O

10 Cl- +10e- 5 Cl2

2MnO4-+ 10e- + 16H+ 2Mn2++5Cl 8H20

En équilibrant la réaction de départ :

2KMnO4+ 16HCl 2Mncl2 +5cl2+2KCl+ 8H20

Coefficient stœchiométrique : 2/16//2/5/2/8

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3emePARTIE: CHIMIE NUCLEAIRE
POINT 1 : RADIO-ACTIVITE
La radioactivité est un phénomène physique par lequel des noyaux atomiques
instables se transforment spontanément en d’autres atomes en émettant
simultanément des particules de matière et de l’énergie
4
I. Radioactivité ᾳ ( 2 ᾳ ) 42ᾳ
Le radio nuclide qui émet la particule 42ᾳ recule de 4 masses (A-4) et
recule deux cases dans le TP (Z-2)

A A-4
ZX Z-2Y +42ᾳ
Exemples :

22688 Ra 222-488-2Y +42ᾳ

II. Radioactivité ϐ OU ϐ négatif ( 0 ϐ ou 0-1Ҽ)
1

Le radio nuclide émet une particule 0-1ϐ dont la masse ne change pas (A
ne varie pas) mais avance d’une case dans le T.P (Z+1)

A A
ZX Z+1Y +0-1ϐ
Exemples :
214 214
82 Pb 83Y + 0-1ϐ
III. Radioactivité +ϐ OU ϐ positif ou ‘’positron’’ (
0 ϐ ou 0 Ҽ)
+1 +1

Département des chimies

 Le radio nuclide émet une particule 0+1ϐ dont la masse ne change pas (A
ne varie pas) mais recule d’une case dans le T.P (Z-1)

A A
ZX Z-1Y +0+1ϐ
Exemples :

N 12
6 Y + 0+1ϐ
IV. 00
Radioactivité ꙋ OU Ҽ

Le radio nuclide émet une particule ꙋ est à l’état excité alors il reste
stable car sa masse et son numéro atomique ne changent pas (A et Z ne
varient pas)

A A
ZX ZX +00 ꙋ(ou 0
0 Ҽ )

Exemples :

53
25Mn 53
25 Mn + 00ꙋ
FAMILLES RADIOACTIVES

Familles séries ascendants ou isotopes descendants ou isotopes

stables instables
Thorium 4n
232 Th 208 Pb
93 82
Neptium 4n+1
237 Np 205 Bi
93 82

Département des chimies

Uranium 4n+2
238 U 206 Pb
92 82
Actinium 4n+3
235 U 207 Pb
92 87

Ex : De quelle famille radioactive appartient :

239
Pt
94

Procédure à suivre : Je divise le A (soit 239) par 4 Puis je compare mon reste
au tableau précèdent pour déterminer la famille. Pour cet exercice Rep= 4n+3
il s’agit d’un Actinium

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