Apprendre Chimie pour les examens d’entrée en soins infirmiers depuis zéro
1Atomes, ions et isotopes
Un atome a un noyau de protons (+) et de neutrons (sans charge), entouré d’électrons (−) de masse presque nulle.
- Le numéro atomique = nombre de protons. Il identifie l’élément.
- Le nombre de masse = protons + neutrons.
- Un atome neutre a autant d’électrons que de protons.
- Les isotopes ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons (carbone 12, carbone 14).
- Les ions ont gagné des électrons (anions négatifs, Cl⁻) ou en ont perdu (cations positifs, Na⁺).
neutrons = nombre de masse − numéro atomique
Auto-évaluation Un atome a 17 protons et un nombre de masse de 35. Combien de neutrons a-t-il ?
- 17
- 18
- 35
- 52
Réponse: 18. Neutrons = 35 − 17 = 18. Additionner les nombres (52) ou répéter le nombre de protons (17) sont les erreurs habituelles.
2Le tableau périodique et les liaisons
Les éléments sont classés par numéro atomique. Les groupes (colonnes) partagent le nombre d’électrons de valence et des propriétés semblables ; les périodes sont les lignes. Groupe 1 = métaux alcalins, groupe 17 = halogènes, groupe 18 = gaz nobles (couches complètes, non réactifs).
Les métaux sont à gauche : brillants, conducteurs, ils perdent des électrons. Les non-métaux sont à droite et gagnent ou partagent des électrons. Le long d’une période, les atomes deviennent plus petits et plus électronégatifs ; le fluor est l’élément le plus électronégatif.
- Liaison ionique : un métal cède des électrons à un non-métal (NaCl). Points de fusion élevés ; conduit le courant en solution.
- Liaison covalente : les non-métaux partagent des paires d’électrons (H₂O, CO₂). Un partage inégal la rend polaire.
- Liaisons hydrogène : attractions entre molécules comme celles de l’eau ; elles expliquent le point d’ébullition élevé de l’eau.
Les formules ioniques équilibrent les charges : Ca²⁺ + 2 Cl⁻ → CaCl₂ ; 2 Al³⁺ + 3 O²⁻ → Al₂O₃.
Auto-évaluation Quelle paire d’éléments forme le plus probablement une liaison ionique ?
- Le carbone et l’oxygène
- Le sodium et le chlore
- L’azote et l’hydrogène
- L’hydrogène et l’hydrogène
Réponse: Le sodium et le chlore. Un métal réactif (Na) et un non-métal (Cl) se transfèrent un électron. Les autres paires sont des non-métaux qui partagent des électrons dans des liaisons covalentes.
3États de la matière et gaz
Les solides ont une forme et un volume fixes ; les liquides un volume fixe mais pas de forme fixe ; les gaz remplissent leur récipient. La température mesure l’énergie cinétique moyenne des particules.
Changements d’état : fusion, solidification, évaporation, condensation, sublimation (solide → gaz) et condensation solide (gaz → solide). Pendant un changement d’état, la température reste constante.
Lois des gaz (températures en kelvins) :
Boyle-Mariotte : P₁V₁ = P₂V₂ Charles : V₁/T₁ = V₂/T₂
Auto-évaluation À température constante, un gaz est comprimé jusqu’au tiers de son volume. Que se passe-t-il pour sa pression ?
- Elle double
- Elle reste identique
- Elle tombe au tiers
- Elle triple
Réponse: Elle triple. P × V reste constant (loi de Boyle), donc un volume divisé par trois signifie une pression trois fois plus grande.
4Solutions, acides et bases
Une solution est un soluté dissous dans un solvant. L’eau est polaire et dissout les substances ioniques et polaires ; l’huile (apolaire) ne s’y mélange pas : « qui se ressemble s’assemble ».
molarité (M) = moles de soluté ÷ litres de solution C₁V₁ = C₂V₂
L’échelle de pH va de 0 à 14 : en dessous de 7 acide, 7 neutre, au-dessus de 7 basique. Chaque unité représente un facteur 10, donc le pH 3 contient 100 fois plus de H⁺ que le pH 5.
Acide + base → sel + eau (neutralisation). Les acides forts s’ionisent complètement (HCl) ; les acides faibles seulement en partie (acide acétique). Une solution tampon résiste aux variations de pH ; le tampon bicarbonate maintient le sang près d’un pH de 7,4.
Auto-évaluation Vous diluez 50 mL d’une solution à 4 M jusqu’à 200 mL. Quelle est la nouvelle concentration ?
- 0,25 M
- 1 M
- 16 M
- 4 M
Réponse: 1 M. C₂ = 4 × 50/200 = 1 M : le volume est multiplié par quatre, donc la concentration est divisée par quatre. 16 M multiplie au lieu de diviser.
5Réactions et stœchiométrie
Équilibrez une équation en modifiant les coefficients, jamais les indices, jusqu’à ce que chaque élément ait le même nombre d’atomes des deux côtés.
- Synthèse : A + B → AB. Décomposition : AB → A + B.
- Substitution simple : A + BC → AC + B. Double substitution : AB + CD → AD + CB.
- Combustion : combustible + O₂ → CO₂ + H₂O. Neutralisation : acide + base → sel + eau.
Une mole correspond à 6,02 × 10²³ particules. La masse molaire est la somme des masses atomiques (H₂O = 18 g/mol). Le chemin est masse → moles → rapport molaire → moles → masse.
L’oxydation est une perte d’électrons, la réduction un gain (mnémonique anglais OIL RIG). Les catalyseurs accélèrent les réactions sans être consommés ; la chaleur, la concentration et la surface de contact augmentent aussi la vitesse.
Exemple détailléCombien de grammes d’eau se forment quand 4 g de H₂ brûlent dans beaucoup d’oxygène ? (2H₂ + O₂ → 2H₂O ; H₂ = 2 g/mol, H₂O = 18 g/mol)
14 g ÷ 2 g/mol = 2 mol de H₂.
2H₂ : H₂O = 2 : 2 = 1 : 1, donc il se forme 2 mol de H₂O.
6À quoi ressemblent les questions d’examen
- Facile (termes et faits clés) : particules subatomiques, groupes du tableau périodique, types de liaisons, états de la matière, échelle de pH, types de réactions.
- Moyen (appliquer les concepts) : neutrons à partir du nombre de masse, formules ioniques, comportement des gaz, molarité et dilution, équilibrage d’équations simples, masse molaire.
- Difficile (cas et analyse) : équilibrage d’équations de combustion, des grammes aux grammes, réactifs limitants, pH et [H⁺], masse atomique moyenne, calculs avec les lois des gaz et solutions tampons.
Écrivez les unités à chaque étape ; elles indiquent s’il faut multiplier ou diviser.
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