Name: Qualitative Analysis
Uploaded: 2020-12-07T16:03:16-05:00
Duration: 3 min 46 s
Description: Pour les solutions contenant des mélanges de cations différents, l'identité de chaque cation peut être déterminée grâce à l'analyse qualitative.

Chapitre 16: Réactions acido-basiques et produit de solubilité Back To Chapter

16.15: Analyse qualitative inorganique

TABLE DES
MATIÈRES

X

Chapitre 1: Introduction: Matière et mesure

30
1.1: Lois et théories scientifiques
30
1.2: La méthode scientifique
30
1.3: Classification de la matière en fonction de l'état
30
1.4: Classification de la matière par composition
30
1.5: Propriétés physiques et chimiques de la matière
30
1.6: Qu'est-ce que l'énergie ?
30
1.7: Mesure : unités standards
30
1.8: Mesure : unités dérivées
30
1.9: Incertitude de mesure : exactitude et précision
30
1.10: Incertitude de mesure : instruments de lecture
30
1.11: Incertitude de mesure : chiffres significatifs
30
1.12: Analyse dimensionnelle

Chapitre 2: Atomes et éléments

30
2.1: La théorie atomique de la matière
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2.2: Particules subatomiques
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2.3: Éléments : symboles chimiques et isotopes
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2.4: Ions et charges ioniques
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2.5: Le tableau périodique
30
2.6: Masse atomique
30
2.7: Masse molaire

Chapitre 3: Molécules, composants et équations chimiques

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3.1: Molécules et composés
30
3.2: Formules chimiques
30
3.3: Modèles moléculaires
30
3.4: Classification des éléments et des composés
30
3.5: Composés ioniques : formules et nomenclature
30
3.6: Composés moléculaires : formules et nomenclature
30
3.7: Composés organiques
30
3.8: Formule de masse et concept des moles
30
3.9: Détermination expérimentale de la formule chimique
30
3.10: Équations chimiques

Chapitre 4: Quantités chimiques et réactions aqueuses

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4.1: Stœchiométrie de réaction
30
4.2: Réactif limitant
30
4.3: Rendement de la réaction
30
4.4: Propriétés générales des solutions
30
4.5: Concentration et dilution de la solution
30
4.6: Solutions d'électrolyte et substances non-électrolytes
30
4.7: Solubilité des composés ioniques
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4.8: Réactions chimiques en solutions aqueuses
30
4.9: Réactions de précipitation
30
4.10: Réactions d'oxydoréduction
30
4.11: Nombre d'oxydation
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4.12: Acides, bases et réactions de neutralisation
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4.13: Réactions de synthèse et de décomposition

Chapitre 5: Gaz

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5.1: Pression et mesure de la pression
30
5.2: Lois des gaz
30
5.3: Applications de la loi des gaz parfaits : masse molaire, densité et volume
30
5.4: Mélange de gaz - Loi de Dalton sur les pressions partielles
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5.5: Stœchiométrie chimique et gaz
30
5.6: Théorie cinétique des gaz : postulats de base
30
5.7: Théorie cinétique et lois des gaz
30
5.8: Vitesses moléculaires et énergie cinétique
30
5.9: Effusion et diffusion
30
5.10: Gaz réels - déviation par rapport à la loi des gaz parfaits

Chapitre 6: Thermochimie

30
6.1: Notions de base sur l'énergie
30
6.2: Première loi de la thermodynamique
30
6.3: Énergie interne
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6.4: Quantification de la chaleur
30
6.5: Quantification du travail d'une force
30
6.6: Enthalpie
30
6.7: Équations thermochimiques
30
6.8: Calorimétrie à pression constante
30
6.9: Calorimétrie à volume constant
30
6.10: Loi de Hess
30
6.11: Enthalpie standard de formation
30
6.12: Enthalpies de réaction

Chapitre 7: Structure électronique des atomes

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7.1: Le caractère ondulatoire de la lumière
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7.2: Le spectre électromagnétique
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7.3: Interférences et diffraction
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7.4: Effet photoélectrique
30
7.5: Le modèle de Bohr
30
7.6: Spectres d'émission
30
7.7: La longueur d'onde de de Broglie
30
7.8: Le principe d'incertitude
30
7.9: Le modèle mécanique-quantique d'un atome
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7.10: Nombres quantiques
30
7.11: Orbitales atomiques
30
7.12: Le principe d'exclusion de Pauli
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7.13: Les énergies des orbitales atomiques
30
7.14: La règle de Klechkowski et la règle de Hund
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7.15: Configuration électronique des atomes multi-électrons

Chapitre 8: Propriétés périodiques des éléments

30
8.1: Classification périodique des éléments
30
8.2: Rayons atomiques et charge nucléaire effective
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8.3: Rayons ioniques
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8.4: Énergie d'ionisation
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8.5: Affinité électronique
30
8.6: Métaux alcalins
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8.7: Halogènes
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8.8: Gaz rares

Chapitre 9: Liaisons chimiques : concepts de base

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9.1: Types de liaisons chimiques
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9.2: Symboles de Lewis et la règle de l'octet
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9.3: Liaison ionique et transfert d'électrons
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9.4: Le cycle de Born-Haber
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9.5: Tendances de l'énergie du réseau : taille et charge des ions
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9.6: Liaisons covalentes et structures de Lewis
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9.7: Électronégativité
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9.8: Polarité de liaison, moment dipolaire et nature de la liaison
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9.9: Structures de Lewis des composés moléculaires et des ions polyatomiques
30
9.10: Mésomérie
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9.11: Charge formelle
30
9.12: Exceptions à la règle de l'octet
30
9.13: Énergies de liaison et longueurs de liaison
30
9.14: Liaisons des métaux

Chapitre 10: Liaisons chimiques : Géométrie moléculaire et théories des liaisons

30
10.1: Théorie VSEPR et formes de base
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10.2: Théorie VSEPR et l'effet des doublets libres
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10.3: Prédiction de la géométrie moléculaire
30
10.4: Forme moléculaire et polarité
30
10.5: Théorie de la liaison de valence
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10.6: Hybridation des orbitales atomiques I
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10.7: Hybridation des orbitales atomiques II
30
10.8: Théorie des orbitales moléculaires I
30
10.9: Théorie des orbitales moléculaires II

Chapitre 11: Liquides, solides et forces intermoléculaires

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11.1: Comparaison moléculaire des gaz, liquides et solides
30
11.2: Forces intermoléculaires vs intramoléculaires
30
11.3: Forces intermoléculaires
30
11.4: Comparaison des forces intermoléculaires : point de fusion, point d'ébullition et miscibilité
30
11.5: Tension superficielle, capillarité et viscosité
30
11.6: Changement d'état
30
11.7: Changement d'état : vaporisation et condensation
30
11.8: Pression de vapeur saturante
30
11.9: Équation de Clausius-Clapeyron
30
11.10: Changement d'état : fusion et congélation
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11.11: Changement d'état : sublimation et condensation solide
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11.12: Courbes de température de changement d'état
30
11.13: Diagrammes de phases
30
11.14: Structures des solides
30
11.15: Différents réseaux centrés et nombre de coordination
30
11.16: Solides moléculaires et ioniques
30
11.17: Structures de cristaux ioniques
30
11.18: Solides métalliques
30
11.19: Théorie des bandes
30
11.20: Solides covalents
30
11.21: Cristallographie aux rayons X

Chapitre 12: Solutions et colloïdes

30
12.1: Formation de la solution
30
12.2: Forces intermoléculaires dans les solutions
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12.3: Enthalpie de solution
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12.4: Solutions aqueuses et enthalpie d'hydratation
30
12.5: Équilibre et saturation de la solution
30
12.6: Propriétés physiques affectant la solubilité
30
12.7: Exprimer la concentration d'une solution
30
12.8: Abaissement de la pression de vapeur saturante
30
12.9: Solutions idéales
30
12.10: La loi de l'ébulliométrie et la loi de la cryométrie
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12.11: Osmose et pression osmotique des solutions
30
12.12: Électrolytes : facteur de van 't Hoff
30
12.13: Colloïdes

Chapitre 13: Cinétique chimique

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13.1: Vitesse de réaction
30
13.2: Mesure des vitesses de réaction
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13.3: Concentration et loi des vitesses de réaction
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13.4: Détermination de l'ordre de réaction
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13.5: Loi de vitesse intégrée : dépendance de la concentration sur le temps
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13.6: Demi-vie d'une réaction
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13.7: La vitesse de réaction dépend de la température
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13.8: Tracés d'Arrhenius
30
13.9: Mécanismes de réaction
30
13.10: Étape cinétiquement déterminantes
30
13.11: Catalyse
30
13.12: Enzymes

Chapitre 14: Équilibre chimique

30
14.1: Équilibre dynamique
30
14.2: La constante d'équilibre
30
14.3: Équilibre homogène pour les réactions gazeuses
30
14.4: Calcul de la constante d'équilibre
30
14.5: Quotient de réaction
30
14.6: Calcul des concentrations d'équilibre
30
14.7: Négliger le changement de concentration initiale
30
14.8: Principe de Le Châtelier : modification de la concentration
30
14.9: Principe de Le Châtelier : modification du volume (pression)
30
14.10: Principe de le Châtelier : modification de la température

Chapitre 15: Acides et bases

30
15.1: Acides et bases de Bronsted-Lowry
30
15.2: Forces des acides/bases et constantes de dissociation
30
15.3: L'eau : un acide et une base selon Bronsted-Lowry
30
15.4: Échelle de pH
30
15.5: Forces relatives des paires acide-base conjuguées
30
15.6: Acides forts et solutions basiques
30
15.7: Solutions d'acides faibles
30
15.8: Solutions de base faible
30
15.9: Mélanges d'acides
30
15.10: Les ions comme acides et bases
30
15.11: Détermination du pH des solutions salines
30
15.12: Polyacides
30
15.13: Force des acides et structure moléculaire
30
15.14: Acides et bases de Lewis

Chapitre 16: Réactions acido-basiques et produit de solubilité

30
16.1: Effet d'ion commun
30
16.2: Solutions tampons
30
16.3: Équation de Henderson-Hasselbalch
30
16.4: Calcul des changements de pH dans une solution tampon
30
16.5: Efficacité d'un tampon
30
16.6: Courbes de titrage acide-base
30
16.7: Calculs de titrage : acide fort - base forte
30
16.8: Calculs de titrage : acide faible - base forte
30
16.9: Indicateurs de pH
30
16.10: Titrage d'un polyacide
30
16.11: Équilibre de solubilité
30
16.12: Facteurs affectant la solubilité
30
16.13: Formation d'ions complexes
30
16.14: Précipitation d'ions
30
16.15: Analyse qualitative inorganique

Chapitre 17: Thermodynamique

30
17.1: Spontanéité de la réaction
30
17.2: Entropie
30
17.3: Deuxième loi de la thermodynamique
30
17.4: Troisième loi de la thermodynamique
30
17.5: Changement d'entropie standard pour une réaction
30
17.6: Enthalpie libre
30
17.7: Effets de la température sur l'enthalpie libre
30
17.8: Calcul des variations d'enthalpie libre standard
30
17.9: Variations d'enthalpie libre pour les états non standard
30
17.10: Enthalpie libre et équilibre

Chapitre 18: Electrochimie

30
18.1: Équilibrer une réaction d'oxydoréduction
30
18.2: Force électromotrice
30
18.3: Piles électrochimiques
30
18.4: Potentiels d'oxydoréduction
30
18.5: Différence de potentiel et enthalpie libre
30
18.6: L'équation de Nernst
30
18.7: Piles de concentration
30
18.8: Batteries et piles à combustible
30
18.9: Corrosion
30
18.10: Électrolyse

Chapitre 19: Radioactivité et chimie nucléaire

30
19.1: Radioactivité et équations nucléaires
30
19.2: Types de radioactivité
30
19.3: Stabilité nucléaire
30
19.4: Énergie de liaison nucléaire
30
19.5: Dégradation radioactive et datation radiométrique
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19.6: Fission nucléaire
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19.7: Réacteurs nucléaires
30
19.8: Fusion nucléaire
30
19.9: Transmutation nucléaire
30
19.10: Effets biologiques du rayonnement

Chapitre 20: Métaux de transition et complexes de coordination

30
20.1: Propriétés des métaux de transition
30
20.2: Complexes de coordination et nomenclature
30
20.3: Liaisons métal-ligand
30
20.4: Nombre de coordination et géométrie
30
20.5: Isomérie structurelle
30
20.6: Stéréoisomérie
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20.7: Théorie de la liaison de valence
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20.8: Théorie du champ cristallin - complexes octaédriques
30
20.9: Théorie du champ cristallin - complexes tétraédriques et complexes plans carrés
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20.10: Couleurs et magnétisme

Chapitre 21: Biochimie

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21.1: Groupes fonctionnels
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21.2: Polymères
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21.3: Chimie de la cellule
30
21.4: Structure des lipides
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21.5: Chimie des glucides
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21.6: Acides aminés
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21.7: Liaisons peptidiques
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21.8: Les protéines et leurs structures
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21.9: Acides nucléiques
30
21.10: Appariement des bases de l'ADN
30
21.11: Réplication de l'ADN
30
21.12: De l'ADN à la protéine

TABLE DES MATIÈRES

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16.14: Précipitation d'ions

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TRANSCRIPTION

Lorsqu'une solution inconnue contient un mélange de plusieurs ions métalliques différents, les cations peuvent être identifiés par une série systématique de précipitations sélectives, appelée analyse qualitative. A chaque étape de l'analyse, un réactif précipitant différent est ajouté. Ces réactifs précipitent sélectivement certains cations sous forme de sels insolubles, qui peuvent être éliminés, tandis que les autres restent en solution.

Dans les solutions aqueuses, il y a 22 cations courants qui peuvent être divisés en cinq groupes basés sur les produits de solubilité de leurs sels insolubles. Les cations du groupe 1 sont des ions métalliques qui forment des chlorures insolubles. La plupart des sels de chlorure sont solubles dans l'eau.

Ainsi, lorsque la solution aqueuse d'ions métalliques est traitée avec six molaires d'acide chlorhydrique, un précipité indiquerait un métal d'ion du groupe 1 comme l'argent, le plomb ou le mercure. Si aucun précipité ne se forme, cela indique qu'il n'y a pas de cations du groupe 1 présents dans la solution. Ce mélange est ensuite centrifugé ou filtré pour séparer le précipité solide et le surnageant aqueux.

Ensuite, du gaz de sulfure d'hydrogène est barboté à travers le surnageant acide. La réaction entre les ions métalliques et le sulfure d'hydrogène produit du sulfure métallique et des protons. En raison de l'ajout d'acide chlorhydrique à l'étape précédente, la forte concentration de protons déplace l'équilibre vers les réactifs.

Ainsi, dans des conditions acidiques, seul le métal du groupe 2 les ions qui forment des sels de sulfure hautement insolubles précipitent, tandis que d'autres sulfures métalliques légèrement plus solubles restent en solution. Ensuite, les cations du groupe 3, qui consistent des sulfures et hydroxydes insolubles dans les bases, sont précipités. De l'hydroxyde de sodium est ajouté au surnageant de l'étape précédente pour établir les conditions de base.

Cette addition épuise les protons de la réaction de sulfure métallique de précipitation et équilibre se déplace vers les produits. En conséquence, de nombreux sulfures métalliques étaient solubles dans des conditions acidiques deviennent maintenant insolubles et forment des précipités. De plus, les ions métalliques qui forment des hydroxydes insolubles, comme le fer, l'aluminium et le chrome, précipitent hors de la solution.

Lorsque ce mélange est séparé, seuls les ions des métaux alcalins et alcalino-terreux restent en solution. Les métaux alcalino-terreux, qui constituent les cations du groupe 4, forment des phosphates insolubles. L'ajout d'hydrogénophosphate de diammonium au surnageant basique provoque l'apparition de magnésium, calcium, de baryum et de strontium pour précipiter.

Le liquide décanté de cette étape contient le groupe 5 cations. Ces cations ne forment pas de sels insolubles et doivent être identifiés individuellement. Si vous ajoutez de l'hydroxyde de sodium à la solution dans les étapes précédentes a libéré un gaz avec l'odeur caractéristique de l'ammoniaque, puis des ions ammonium étaient présents dans le mélange.

Les ions sodium et potassium peuvent être identifiés par un test de flamme. Les ions sodium produisent une flamme jaune vif tandis qu'une flamme violette indique des ions potassium.

16.15: Analyse qualitative inorganique

Pour les solutions contenant des mélanges de cations différents, l'identité de chaque cation peut être déterminée grâce à l'analyse qualitative. Cette technique implique une série de précipitations sélectives avec différents réactifs chimiques, chaque réaction produisant un précipité caractéristique pour un groupe précis de cations. Les ions métalliques d'un groupe sont séparés en faisant varier le pH, en chauffant le mélange pour dissoudre un précipité ou en ajoutant d'autres réactifs pour former des ions complexes.

Par exemple, les cations du groupe IV, qui se composent de carbonates et de phosphatases insolubles comme Ba²⁺, Ca²⁺ et Mg²⁺, forment tous des précipités blancs en présence de phosphate diammonique ((NH₄)₂HPO₄) dans une solution basique. Les précipités sont dissous dans de l'acide acétique dilué. Pour identifier chaque cation, un test de confirmation est effectué.

Les trois cations forment des sels de chromate jaune vif lors de l'addition de chromate de potassium (K₂CrO₄) ; toutefois, seul le chromate de baryum (BaCrO₄) est insoluble dans l'acide acétique. La solution peut être filtrée et le filtrat contient Ca²⁺ et Mg²⁺.

Le filtrat peut maintenant être divisé en deux parties pour tester les cations restants. Si la solution forme un précipité blanc en présence d'une solution d'oxalate d'ammonium (NH₄)₂C₂O₄), les ions Ca²⁺ peuvent être confirmés. Le précipité blanc est celui de l'oxalate de calcium, qui est insoluble dans l'eau et l'acide acétique.

Mg²⁺ est identifié grâce à un test de cavité du charbon. Dans ce test, les carbonates métalliques sont décomposés en oxyde métallique correspondant dans une cavité du charbon de bois. La couleur du résidu indique le cation possible. L'oxyde de magnésium (MgO) laisse un résidu blanc dans la cavité du charbon de bois. Ce résidu est traité avec quelques gouttes de solution de nitrate de cobalt (Co(NO₃)₂). Avec la chaleur, le nitrate de cobalt se décompose en oxyde de cobalt (II), qui forme un amalgame rose (CoO-MgO), confirmant la présence de Mg²⁺.

Lecture suggérée

Chapitre 1: Introduction: Matière et mesure

Chapitre 2: Atomes et éléments

Chapitre 3: Molécules, composants et équations chimiques

Chapitre 4: Quantités chimiques et réactions aqueuses

Chapitre 5: Gaz

Chapitre 6: Thermochimie

Chapitre 7: Structure électronique des atomes

Chapitre 8: Propriétés périodiques des éléments

Chapitre 9: Liaisons chimiques : concepts de base

Chapitre 10: Liaisons chimiques : Géométrie moléculaire et théories des liaisons

Chapitre 11: Liquides, solides et forces intermoléculaires

Chapitre 12: Solutions et colloïdes

Chapitre 13: Cinétique chimique

Chapitre 14: Équilibre chimique

Chapitre 15: Acides et bases

Chapitre 16: Réactions acido-basiques et produit de solubilité

Chapitre 17: Thermodynamique

Chapitre 18: Electrochimie

Chapitre 19: Radioactivité et chimie nucléaire

Chapitre 20: Métaux de transition et complexes de coordination

Chapitre 21: Biochimie

16.15: Analyse qualitative inorganique

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