Foire Aux Questions de chimie

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Cette FAQ (Foire Aux Questions, ou questions les plus fréquemment posées) a été compilée par Hadrien à partir des nombreuses discussions du forum de chimie et des échanges privés entre lui et d'autres contributeurs. Merci à : ECOLAMI, Unkky, Max, Lavoisier, Mad Chemist, Sachemist, Guy, Maurice et Alexchimiste.

Sommaire

1 Précautions

1.1 Précautions d'usage en chimie

Voir : Précautions en chimie

1.2 Expériences absolument déconseillées

Voir : Précautions en chimie

2 Où trouver des bons sites web et des bons livres ?

3 Produits chimiques

3.1 Comment s'en procurer ?

Consulter en priorité la page des vendeurs de matériel et produits, ainsi que la page de discussion associée.

3.2 Où s'en procurer ?

Consulter chacune des fiches des produits qui vous intéressent, où il est indiqué comment se les procurer.

3.3 Comment éliminer des produits chimiques ?

Cette question est récurrente. En effet, les produits chimiques les plus passionnants sont en général les plus dangereux, et leur élimination doit se faire en respectant certaines règles : il est hors de question de tout jeter à l'évier ! Par catégories :

  • Les acides et les bases concentrées doivent être amenés à la déchetterie, conteneur des acides usagés ou des substances oxydantes. Toutefois, les solutions diluées peuvent être rejetées. On peut par ailleurs en faisant une réaction acide/base, les neutraliser et les rejeter à l'évier... Il va de soi que les mélanges exotiques (mélange sulfonitrique , acide nitreux , eau régale et mélange sulfochromique ) doivent être impérativement récupérés pour être traités.
  • Toutes les substances organiques, notamment les solvants ne faisant pas l'objet d'un usage ménager doivent être acheminées vers la déchetterie. L'éthanol peut être rejeté à l'évier car il nourrit les bactéries des stations d'épurations.
  • Les solvants halogénés ou soufrés doivent dans tous les cas être acheminés à la déchetterie ! En particulier, le dichlorométhane ou le diméthylsulfoxyde (DMSO). Ne jamais les jeter à l'évier, cela risquerait d'attaquer et boucher les canalisations, mais aussi de provoquer une grave pollution.
  • Le benzène, le tétrachlorure de carbone, le disulfure de carbone et le trichloroéthylène sont des produits hautement toxiques . Ils doivent, dans tous les cas, être acheminés dans un centre de traitement spécialisé, et devraient être bannis des laboratoires si l'on n'a pas le matériel nécessaire (hottes, sorbonne, etc.).

Si vous possédez des produits chimiques dont vous ignorez les dangers, vous pouvez contacter un laboratoire de chimie universitaire et leur demander de l'aide, ou bien consulter le forum de chimie.

4 Verrerie

4.1 Comment nettoyer sa verrerie après une réaction ?

Voir : Nettoyage de verrerie

4.2 Différences de noms chez les francophones

Voir : Dictionnaire de chimie Français-Québécois

5 Nettoyage de taches difficiles

Voir : Nettoyage de taches difficiles

6 Expériences avec les métaux

6.1 Alliages métalliques à bas point de fusion (< 100°C)

Tfus. (°C) Composition en % massique Nom de l'alliage
–19 Ga 68,5 + In 21,5 + Sn 10,0 Galinstan®
10,7 Ga 62,5 + In 21,5 + Sn 16,0
10,8 Ga 69,8 + In 17,6 + Sn 12,5
30,0 Ga 100
46,5 Bi 40,63 + Pb 22,1 + In 18,1 + Sn 10,65 + Cd 8,2
60,5 Bi 32,5 + In 51,0 + Sn 16,5 Métal de Field
70 Bi 50,0 + Pb 26,7 + Sn 13,3 + Cd 10,0 Métal de Wood
97 Bi 50,0 + Pb 31,2 + Sn 18,8 Métal de Newton

6.2 Déposer de l'or sur une clef

Voir : Dorure d'une clé par électrolyse

6.3 Transformer le cuivre en argent et l'argent en or !

Voir : Transformer le cuivre en argent et en or : galvanisation et laiton

6.4 Dépôt d'argent brillant sur du cuivre

Merci à Guy pour cette méthode.

Pour déposer une couche d'argent bien adhérente, brillante et uniforme sur du cuivre, procéder ainsi :

AgNO3(aq) + Cl–(aq) → AgCl(s) + NO3–(aq)
  • Dissoudre ensuite ce chlorure d'argent par ajout de thiosulfate de sodium en excès. Cela forme du thiosulfate d'argent soluble et incolore :
2 AgCl(s) + Na2S2O3(aq) → Ag2S2O3(aq) + 2 NaCl(aq)
  • L'objet en cuivre doit être bien nettoyé et poli, et parfaitement dégraissée (avec de l'acétone par exemple). Aucune trace de doigt n'est permise.
  • L'objet est alors plongé dans la solution d'argent et se recouvre instantanément d'une mince couche d'argent bien adhérente et brillante :
Ag2S2O3(aq) + Cu(s) → CuS2O3 + 2 Ag(s)

L'argent déposé risque de noircir au fil du temps sous l'effet de gaz soufrés comme le sulfure d'hydrogène H2S présent dans l'air en faible quantité.

6.5 Patinage du zinc, coloration de surface

Voici une vieille recette de restaurateur qui est un vrai secret d'atelier, donnée par Guy :

  • Décaper l'objet en zinc.
  • Préparer la solution suivante (porter une blouse, des gants et lunettes de protection) :
  • Plonger l'objet dans la solution corrosive. Il va se développer une succession de couleurs avec une lenteur telle que l'on peut s'arrêter au ton recherché. Dans l'ordre : violet, bleu acier, vert, jaune d'or, rouge pourpre.
  • Bien rincer à l'eau distillée.

6.6 Comment chromer une pièce en acier ?

  • On commence par cuivrer l'acier par électrolyse.
  • Puis on dépose le chrome sur le cuivre par électrolyse dans une solution acide de dichromate de potassium .

6.7 Extraction des terres rares et du thorium

On sépare les terres rares ou le thorium des autres métaux en solubilisant le mélange dans HCl puis en faisant précipiter le composé intéressant par l'acide oxalique. En effet, les oxalates de terres rares et du thorium sont insolubles en solution acide.

6.8 Faire un dépot de vert-de-gris sur du cuivre

Il existe plusieurs façons d'obtenir une patine bleue sur du cuivre ou des alliages de cuivre (bronze, laiton...). La couleur bleue, ou verte, pouvant aller jusqu'au gris-vert est un mélange de diverses substances, comme l'hydroxyde de cuivre, le carbonate de cuivre, l'hydroxycarbonate de cuivre, hydroxysulfate de cuivre, complexes du cuivre II avec des amines, etc.

En fait, tout dépend de l'environnement dans lequel se trouve le cuivre ou l'alliage (atmosphère polluée par des oxydes de soufre, par des sulfures, air humide chargée d'embruns salés, air chargé de composés ammoniaqués (amines), etc.

La page de Wikipedia résume un peu tout ça : http://fr.wikipedia.org/wiki/Vert-de-gris. On trouve plein d'autres pages sur la manière de décaper ou au contraire patiner le cuivre et ses alliages.

Voilà donc une "recette" parmi plusieurs pour obtenir du cuivre patiné en bleu-vert-gris.

Tout d'abord, dégraisser la surface à traiter, avec de l'alcool de pharmacie.

Mélanger :

Appliquer au pinceau plusieurs couches sur la pièce puis frotter avec un pinceau sec. Laisser sécher, éventuellement avec un sèche-cheveux. Recommencer jusqu'à obtenir l'effet recherché.

Voici le résultat testé sur un plat en laiton :

À gauche, le plat décapé (couleur d'origine). À droite, la patine obtenue avec une "couche".
À gauche, le plat décapé (couleur d'origine). À droite, la patine obtenue avec une "couche".

On peut éventuellement passer un peu d'ammoniaque au pinceau pour obtenir une teinte plus bleu foncée (formation de complexes de cuivre), ou plus de vinaigre pour retirer de la couleur.

7 Chimie organique, extractions

7.1 Extraction de substances chimiques organiques

Voir la catégorie Extraction

7.1.1 Extraction et dosage des lipides

Par maurice

  • Dans un mélange :
    • On extrait la matière grasse soit quelques heures avec de l'acétone à froid, soit (et c'est mieux) à chaud en extrayant avec de l'hexane ou du cyclohexane par reflux avec un soxhlet.
  • Dans une graine :
    • On commence par broyer la graine dans un moulin. On en prélève un échantillon de 1 à 10 g. On le sèche à l'étuve pendant 1 à 2 h entre 105°C et 110°C.
    • On introduit l'échantillon dans un tube de verre rétréci en bas, dont la sortie est garnie d'un petit tampon de coton hydrophile. On lave la poudre avec de l'éther de pétrole, d'éther éthylique ou du cyclohexane à trois reprises. Il faut épuiser la graine jusqu'à ce que le liquide qui en sort, évaporé sur un verre de montre, ne laisse plus de résidu.
    • On distille ensuite la solution au bain-marie pour chasser le solvant, dans une capsule tarée à parois verticales. On détermine la masse de l'huile par différence entre la masse de la capsule pleine d'huile et sa masse à vide. Pour éviter les pertes dues au mouvement ascendant de l'huile le long des parois pendant l'évaporation au bain-marie, il faut employer des capsules dont les parois verticales soient de 3 cm au moins. On accélère beaucoup l'évaporation du solvant en dirigeant un courant d'air vers la surface du liquide.

7.2 Séparation du solvant et de la substance utile

La technique la meilleure pour séparer le solvant de la substance utile est probablement une distillation, d'autant plus que beaucoup de solvants sont très volatils. Attention : certaines substances sont inflammables ! Prendre les précautions requises...

Solvant Température
Cyclohexane 80,9°C
Dichlorométhane 40,0°C
Éthanol 78,4°C
Éther diéthylique 34,6°C

8 Caractérisation

8.1 Préparation d'un sel ou d'un oxyde métallique

Cette méthode permet de préparer de nombreux sels métalliques, notamment d'acides faibles (question récurrente), à l'exception de ceux de K+ , Na+ , Li+ (et NH4+, qui n'est bien sûr pas un métal).

  • Prendre un sel de ce métal, typiquement un sulfate.
  • Ajouter du carbonate de sodium pour obtenir un beau précipité. En effet, tous les carbonates (à l'exception de ceux des substances citées au dessus) sont insolubles dans l'eau.
  • Filtrer et laver à l'eau distillée.
  • Pour obtenir un sel (chlorure) :
    • Attaquer ensuite le carbonate obtenu par l'acide de son choix. Du dioxyde de carbone se forme et l'on obtient le sel métallique choisi.
    • Séparer le sel métallique de la solution par cristallisation. Attention : suivant le sel que vous choisissez, le produit formé peut être insoluble. Ce n'est pas pour autant que le précipité observé est votre carbonate de départ : un précipité aura remplacé l'autre mais cela peut ne pas être apparent visuellement.
    • Pour obtenir un oxyde :
    • Calciner le carbonate formé. Du dioxyde de carbone se dégage et l'on obtient l'oxyde métallique choisi.
    • Comme les oxydes métalliques sont généralement peu solubles dans l'eau, il est possible de bien laver le solide obtenu avec de l'eau. (À l'exception des oxydes d'alcalino-terreux qui réagissent avec l'eau).

8.2 Tests d'identification de produits chimiques

Voir aussi : Catégorie:Analyse

8.2.1 Caractérisation des ions en solution aqueuse

Voir : Analyse qualitative des ions

8.2.2 Caractérisation des gaz

Voir au cas par cas : Produit

8.2.3 Substances organiques (alcools, aldéhydes, cétones)

Voir : Catégorie:Analyse

8.2.4 Dérivés du phénol

Par Maurice

Le phénol et ses dérivés donnent des colorations variant du bleu au violet en présence d'une solution diluée de chlorure de fer (III) FeCl3. La réaction est :

Fe3+ + 3 Ph-OH → Fe(OPh)3 + 3 H+

Teintes selon les dérivés :

TeinteDérivé
BleuePhénol, crésols
Bleu foncéMorphine
Bleu violacéRésorcine, phloroglucine
VioletAcide salicylique
VertAdrénaline
Précipité vert foncéHydroquinone
Jaune puis brun par oxydationPyrogallol, dans l'eau
Bleu puis noir par oxydationPyrogallol, dans l'éthanol

8.2.5 Produit organique chloré, bromé ou iodé

Cette méthode permet de détecter environ 2% de solvant halogéné. Il s'agit du test de Belstein qui permet aussi de reconnaître un polymère chloré (comme le PVC).

  • Porter un fil de cuivre au rouge.
  • Le mettre en contact avec une petite quantité du produit chimique à tester (attention aux produits inflammables !).
  • Remet le fil au dessus de la flamme d'un bec Mecker (ou à défaut bec Bunsen). Si le produit contient du chlore, du brome ou de l'iode, il colorera la flamme en bleu ou vert. Le fluor ne donnera rien.

Variante : en faisant aspirer les vapeurs d'un solvant organique au bec a gaz tout en mettant le fil de cuivre dans la flamme on observera la coloration verte ou bleue s'il contient chlore, brome ou iode. Cette méthode est plus sensible

Explication : dans ces conditions, il se forme un peu d'halogénure de cuivre volatile et c'est le cuivre qui colore la flamme. Dans le cas de produits contenant du cuivre (et combustible) on observe cette teinte bleue : faire l'essai en brûlant un papier imprimé en bleu (qui contient souvent des phtalocyanines).

9 Autres

9.1 Fumigènes colorés

Cette recette est donnée dans le livre Chemical curiosities de H. W. Roesky et K. Möckel, éd. VCH, ISBN 3-527-29414-7.

Mélanger avec précaution :

À cela, il est possible de rajouter des composés pour colorer la fumée :

Attention à ne pas respirer les fumées colorées car les produits colorants organiques se transforment en vapeurs, lesquelles peuvent être irritantes ou toxiques.

9.2 Membrane pour osmose inverse

Pour étudier le phénomène de l'osmose, les membranes que les bouchers utilisent pour faire leurs saucisses conviennent très bien. Elles peuvent aussi servir aux expériences d'osmose inverse, mais elles ne résistent toutefois pas à la pression.

Pour avoir une membrane qui résiste à la pression, voici une méthode :

  • Prendre un pot de fleurs en terre cuite non vernissée.
  • Après avoir cimenté le trou, le remplir d'une solution de ferrocyanure de potassium à 0,1 mol/L.
  • Simultanément, le tremper dans une solution de sulfate de cuivre à 0,1 mol/L.
  • Attendre quelques heures. Les deux produits vont diffuser dans la parois de terre poreuse, l'un depuis l'intérieur, l'autre depuis l'extérieur. Au milieu de la parois, il se produit une réaction chimique formant un précipité de ferrocyanure de cuivre qui obture les gros pores et transforme la poterie en membrane semi-perméable.
  • Enfin, bien rincer la poterie à l'eau courante, et la laisse tremper plusieurs jours avec des rinçages, de manière à éliminer les réactifs initiaux.

Le tout convient fort bien pour des expériences d'osmose et d'osmose inverse. On est bien sûr pas obligé de prendre un pot de fleurs. N'importe quel vase ou cylindre de terre cuite brute, non vernissée, convient. S'il y a du vernis ou de la glaçure par dessus, cela ne convient pas. On trouve de tels vases cylindriques chez les fabricants de matériel pour laboratoires de chimie, ou dans les magasins d'articles pour loisirs créatifs.

10 Questions diverses

10.1 Analyse d'un minéral : la vanadinite

J'ai une roche qui pourrait être de la vanadinite, tapissée de cristaux bruns rouges hexagonaux, cependant je veux en être sûr. La vanadinite est un minéral composé de chlorovanadate de plomb qui est exploité comme minerai de vanadium. Connaissez-vous un test, une réaction chimique qui puisse confirmer sans doute possible la présence de vanadinite ?

  • Une fois la vanadinite dissoute dans l'acide nitrique, la solution contient des ions Pb2+, Cl–, et VO3–. Ajouter du sulfate de sodium qui fait précipiter le plomb sous forme de sulfate de plomb blanc. Filtrer. La solution contiendra les seuls ions Cl–, VO3–, et Na+. Elle doit être jaune-orangée à cause du vanadium. Mais l'ion chromate Cr2O72– donne presque la même couleur orange. Pour être sûr qu'il y a du vanadium, il faut traiter la solution par quelques gouttes d'eau oxygénée et ajouter un peu d'éther éthylique. En présence de chromate, il se forme une solution bleue dans l'éther. En présence de vanadium, il se forme une solution rouge, qui ne passe pas dans l'éther. Attention : un excès d'eau oxygénée détruit la coloration rouge. (Réponse par Maurice)

10.2 Comment fabriquer des piles et accumulateurs chimiques ?

Voir ce document : http://ocp.asso.fr/wiki/index.php?title=L%27électricité_pour_le_transport

10.3 Quelle est la masse d'un grain de sel ?

La valeur moyenne est de 85,71 microgrammes soit 1,47 micromoles. Merci à Bart qui a pesé et compté 70 grains pour faire la moyenne...

10.4 Agents desséchants

Voir : Agents desséchants

11 Théorie

11.1 Relation entre diverses unités de concentration/pourcentages

11.1.1 Définitions

  • Soluté (noté s par la suite) : c'est la substance dissoute dans un solvant. (Exemple : un sel, un acide pur, une substance organique, etc.)
  • Solvant (noté S par la suite) : c'est le liquide dans lequel on dissout le soluté. (Exemple : de l'eau distillée, de l'éthanol, etc.)
  • Solution totale (notée T par la suite) : c'est le nom du mélange homogène de soluté et de solvant. (Exemples : solution aqueuse de sulfate de cuivre, solution alcoolique de diiode, etc.)

11.1.2 Grandeurs et unités

  • Molarité (ou concentration molaire), C : c'est le nombre de moles de soluté par litre de solution. Unité : mol/L.
Cs = ns / VT
avec ns la quantité de matière de soluté, VT volume de solution.
  • Concentration massique, C's : c'est la masse d'une substance dissoute par litre de solution. Unité : g/L. On a :
C's = Cs × Ms
avec Ms la masse molaire du soluté.
  • Normalité : pour un acide, c'est le nombre de moles d'ions H+(aq) susceptible d'être libérés par litre de solution. Unité : mol/L.
Dans le cas d'un diacide comme H2SO4, [H+] = 2C. Dans le cas d'un triacide comme H3PO4, [H+] = 3C, etc.
[H+] = n × C
avec n le nombre de H+(aq) potentiellement libre.
  • Fraction massique, x' ou w : c'est la masse de soluté (ms) divisé par la masse totale de la solution (mT). Sans unité (car il s'agit d'une masse divisée par une masse).
x's = ws = ms / mT
    • On utilise souvent le pourcentage massique, qui est 100 x' (exprimé en %m ou, simplement; %).
  • Fraction molaire, xs : c'est la quantité de matière de soluté (ns) divisé par la quantité de matière totale de la solution (ou du mélange) (nT). Sans unité (car il s'agit de mole divisé par mole).
xs = ns / nT
  • Molalité (grandeur peu utilisée) : c'est la quantité de matière (ns) d'un soluté divisé par la masse (mT en kg) de solvant utilisé pour fabriquer la solution. Unité : mol/kg.
Molalité = ns / mS

11.1.3 Exemples

  • Sur un flacon, la concentration est souvent donnée en pourcentage massique, par exemple H2SO4 à 36%. Comment le convertir dans les différentes unités ?
    1. Il faut connaître la densité d, ou la masse volumique ρ de la solution. Soit elle est donnée sur la flacon, soit elle se mesure avec un densimètre, ou bien en pesant 100 mL de solution sur une balance de précision. Ici, le flacon indique : d = 1,270 soit ρ = 1,27 kg/L
    2. D'après la densité, on sait que 1 L de solution pèse 1270 g. Or, 36% de cette masse totale est constituée de H2SO4, soit mH2SO4 = 1270×36/100 = 457,2 g dans 1 L de solution. La concentration massique de cet acide sulfurique est donc C' = 457,2 g/L.
    3. On peut convertir C' en C grâce à la masse molaire M du soluté. Ici M = 98,08 g/mol. D'où la concentration molaire ou molarité, C = 457,2/98,08 = 4,662 mol/L.
    4. L'acide sulfurique est un diacide, il est susceptible de libérer 2 moles de H+(aq) par mole de H2SO4. On a donc la normalité N = 2×4,662 = 9,324 mol/L.
    5. Dans 1 L de solution il y a 4,662 mol de H2SO4 et il a fallu 1270–457,2 = 812,8 g d'eau pure (solvant) pour faire la solution, alors la molalité est 4,662/0,8128 = 5,74 mol/kg.

11.2 Comment équilibrer une équation d'oxydoréduction ?

Etant donné un oxydant et un réducteur, pour équilibrer l'équation d'oxydoréduction, il suffit de suivre cette méthode : (exemple avec Cr2O72–/Cr3+)

  • 1. Écrire de part et d'autre du "=" l'oxydant et le réducteur, en laissant de la place pour les coefficients stœchiométriques et les H+ et e–.
__ Cr2O72– + __ H+ + __ e– = __ Cr3+
  • 2. Équilibrer les atomes autres que l'oxygène et l'hydrogène (en mettant des coefficients stœchiométriques).
(1) Cr2O72– + __ H+ + __ e– = 2 Cr3+
  • 3. Équilibrer l'oxygène en ajoutant autant de molécules d'eau que d'atomes d'oxygène nécessaires.
(1) Cr2O72– + __ H+ + __ e– = 2 Cr3+ + 7 H2O
  • 4. Équilibrer ensuite les hydrogènes en ajoutant autant de protons que nécessaires.
(1) Cr2O72– + 14 H+ + __ e– = 2 Cr3+ + 7 H2O
  • 5. Équilibrer les charges en ajoutant des électrons.
(1) Cr2O72– + 14 H+ + 6 e– = 2 Cr3+ + 7 H2O

Pour savoir si deux substances vont réagir par une réaction d'oxydoréduction, il faut connaître les potentiels standards des couples oxydant/réducteur associés.

11.3 Chimie organique

Voir : Réactions de chimie organique

11.4 Propriétés physico-chimiques utiles

11.5 Équations differentielles

Voir cette page : Équations différentielles

12 Mesures

Un des grands problèmes de la science consiste à mesurer et à quantifier différentes choses. Cette section regroupe toutes les questions liées à cette problématique.

12.1 Mesure de l'acidité

On utilise pour cela le pKa. La formule utilisée est

pKa = – log Ka

où

Ka = aH3O+.aA– / aHA

est la constante de dissociation.

Pour les mesures des pKa d'acides forts, on effectue la réaction dans un solvant comme le benzène puis on extrapole pour l'eau.

12.2 Mesure du pouvoir de déshydratation

Le pouvoir de déshydratation d'une substance X se mesure par la pression partielle de la vapeur d'eau qui subsiste en présence de X, ou en milligramme de vapeur d'eau qui subsiste par mètre cube d'air. L'humidité habituelle est de 20 à 40 g/m3.

  • Le pentoxyde de phosphore P2O5 est le meilleur déshydratant. L'air ne contient que 0,02 mg de vapeur d'eau par mètre cube d'air en sa présence.
  • Pour l'acide sulfurique H2SO4 c'est 3 mg/m3.
  • Avec le chlorure de calcium CaCl2 , c'est 200 mg/m3.

12.3 Mesure du caractère hydrophile / lipophile

On suppose que toute substance chimique est soluble dans un système diphasique eau / octan-1-ol.

On définit alors la partition P comme étant le rapport respectif des concentrations du produit dans la phase de l'octanol et celle de l'eau. Cette partition est un indicateur de la tendance d'une substance à être hydrophile ou lipophile. En effet, un produit hydrophile ira plus dans l'eau, donc un P < 1, et inversement.

Cette mesure est particulièrement importante pour savoir si un composé donné, plus ou moins toxique, aura tendance ou non à pénétrer les bicouches lipidiques des cellules humaines. Ceci d'autant plus que la molécule d'octane, par la longueur de sa chaîne carbonée, ressemble aux molécules des bicouches de cellules.

Pour information, quelques valeurs de log P, à 25°C en conditions standard[1] :

Substance log P
Benzène 2,13
Dichlorométhane 1,25
Acétone –0,24
Éthanol –0,30

13 Logiciels de chimie

Voici un bon lien : http://directory.fsf.org/science/chemistry/

Le mieux est de chercher soi-même sur cette page. Mais, pour les plus pressés :

13.1 Dessins de montages

13.2 Dessin et visualisation de molécules

Une sélection de programmes libres et gratuits, supportant la visualisation 3D et suffisamment maintenus. Cette liste est loin d'être exhaustive. Si vous avez des idées, vous pouvez toujours les proposer dans la page de discussion de cette page.

Voir leur site pour des captures d'écran.

Très orienté sites web. Voir leur site pour une démonstration en ligne.

13.3 Simulation

Il est libre et gratuit, et très performant.

13.4 Calculateurs

Souvent, on a des calculs à faire pour la chimie et la physique. D'un simple calcul de concentration à une intégrale double, ils sont souvent pénibles à faire. C'est pourquoi on peut utiliser les outils suivants :

Calculs courants en physique chimie.

Un logiciel de calcul formel et numérique. Particulièrement recommandé !

Un logiciel de calcul numérique particulièrement rapide. Bon pour les gros tableaux de chiffres.

14 Fonctionnement des forums de scienceamusante.net

15 Références

  1. ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide, 88th edition (2007-2008). ISBN 978-0-8493-0488-0
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