Réactions chimiques

Ce cours sert de révision et de base à tous les exercices de Chimie.

Entités manipulées, votre boîte à outils

Unités de mesure

n $(mol)$
Quantité de matière ou moles
m $(g)$
Masse d'une entité
V $(l)$
Volume d'un liquide
M $(g.mol^{-1})$
Masse molaire, il s'agit de la masse d'1 mole de molécule
c $(mol.l^{-1})$
Concentration d'une solution dans un liquide.
Une concentration d'ions s'écrit également entre crochets, exemple : [H3O+]
$\rho$ $(g.l^{-1})$
Masse volumique, masse d'un litre de solution

Formules associées

Toutes ces formules se retrouvent facilement quand on connaît les unités de mesure associées.

Exemple pour la masse molaire :

Il est plus facile de les retenir dans cet ordre là où l'unité conjugué $(g.mol^{-1})$ est exprimée en fonction des unités simples (g, mol).

$$M=\frac{m}{n}$$ $$c=\frac{n}{V}$$ $$\rho=\frac{m}{V}$$

Equation chimique

Définition

Une équation chimique s'écrit ainsi : $$\ce{n_1 R1 + n_2 R2 \longrightarrow n_3 P1 + n_4 P2}$$

Les réactifs R sont à gauche et les produits P à droite.

On ajoute généralement un indice entre parenthèses sur chaque espèce pour déterminer son état :

Exemple d'équation chimique :

$$\ce{3 Cu^{2+}(aq) + 2 Al(s) \longrightarrow 2 Al^{3+}(aq) + 3 Cu(s)}$$

Coefficients stoechiométriques

$$\ce{N_2(g) + 3 H_2(g) \longrightarrow 2 NH_3(g)}$$

Sur la réaction chimique suivante, il faut 1 mole de $N_2$ et 3 moles de $H_2$ pour synthétiser 2 moles de $NH_3$

On apelle coefficients stoechiométriques les chiffres correspondants qui servent à équilibrer la réaction.

Dans le respect des coefficients stoechiométriques (à l'équivalence d'un titrage), on peut en déduire les quantités de matières correspondantes des produits et réactifs:

$$n_{N_2} = \frac{n_{H_2}}{3} = \frac{n_{NH_3}}{2}$$

Mélange équimolaire
Lorsque l'on a le même nombre de moles pour les réactifs (à gauche), donc les mêmes coefficients stoechiométriques
Exemple, dans la réaction $A + B = C$, on aurait donc $n_A=n_B$

Conservation de la matière

« Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » Antoine Lavoisier, chimiste français guillotiné sous la Révolution

En chimie, ce qui est à gauche se retrouve à droite, vous devez respectez tous les équilibres suivants :

Caractéristiques d'une réaction chimique

Exothermique/Endothermique
Une réaction est exothermique lorsqu'il y a dégagement de chaleur.
Exemple : réaction de combustion.
Lente/Rapide
Une réaction de transformation peut être qualifiée de rapide s'il est impossible de suivre son évolution à l'oeil nu ou avec des apareils de mesure.
Totale/partielle
Une réaction totale est une réaction où tous les réactifs ont été consommés pour synthétiser les produits.
Une réaction est partielle sinon.

Etude de l'équilibre chimique

Définitions

Sens direct/indirect
Une réaction chimique s'effectue dans le sens direct ($\ce{->}$) ou indirect ($\ce{<-}$).
Bien souvent, une réaction va évoluer dans les deux sens à la fois ($\ce{<=>}$)
Equilibre chimique
L'équilibre chimique est atteint lorsque les deux réactions concurrentes ont lieu en permanence à la même vitesse jusqu'à s'annuler entre elles. La réaction chimique n'évolue plus et a alors atteint son état final.

Grandeurs d'équilibre chimique

Constante de réaction $K$
Constante d'équilibre d'une réaction dépendant de la température
Quotient de réaction $Qr$
On considère la réaction suivante $\ce{n_1 R1 + n_2 R2 <=> n_3 P1 + n_4 P2}$
$$Qr=\frac{[P1]^{n3}[P2]^{n4}}{[R1]^{n1}[R2]^{n2}}$$
Qr=K lorsque équilibre
Qr<K : sens direct
Qr>K : sens indirect (inverse)

Titrage d'une solution

Titrage
Technique de dosage utilisée afin de déterminer la concentration d'une espèce chimique en solution. Elle permet de déterminer le point d'équivalence d'une réaction où le calcul des moles est possible.
Le principe est de verser au fur et à mesure la solution titrante, que l'on connaît, dans la solution titrée, dont la concentration est à analyser. Voir le schéma d'un titrage
Point d'équivalence
Point où l'espèce chimique à titrer et l'espèce titrante ont été mélangées dans des proportions stoechiométriques.
A l'équivalence du titrage, les deux espèces sont complètement consommées et donc leurs quantités de matières sont nulles.
On observe un saut de pH à l'équivalence. Il peut donc se détecter facilement à l'aide d'un indicateur coloré par exemple, voire un ph-mètre.
Une fois le point d'équivalence atteint, on peut en déduire les concentrations à l'aide des coefficients stoechiométriques

Point Equivalence

Cas pratique : déterminer la concentration $C_A$

On a la réaction suivante $\ce{A + 2B -> C + H_2O}$ avec A la solution titrante et B la solution titrée que l'on connaît. On cherche alors à déterminer la concentration de A : $C_A$.

On détermine le point d'équivalence où $n_A=n_B/2$

Et donc on en déduit $C_A=\displaystyle{\frac{C_B.V_Aeq}{2.V_Beq}}$

Exemples de réactions chimiques

Réaction oxydo-réduction
Transfert d'électrons entre deux espèces, du réducteur ($\ce{Cu^{2+}}$) vers l'oxydant ($\ce{Zn}$).
$$\ce{Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \longrightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)}$$
Réaction acido-basique
Transfert de protons H+ de l'acide ($\ce{NH_4^+}$) vers la base ($\ce{HO^-}$).
$$\ce{NH_4^+(aq) + HO^-(aq) \longrightarrow NH3(g) + H2O(l)}$$
Réaction de combustion
Réaction d'un combustible dans l'air (notamment le dioxygène $O_2$). Réaction fortement exothermique (dégagement de chaleur).
$$\ce{CH_4 + 2 O_2 \longrightarrow CO_2 + 2 H_2O}$$
Réaction d'hydrolyse
Dissociation d'une substance dans l'eau.
L'hydrolyse d'un ester donne un alcool et un acide carboxylique.
$$\ce{R1-COO-R2 (ester) + H_2O \longrightarrow R2-OH (alcool) + R1-COOH (acide)}$$
Saponification (savon)
La saponification est aussi appelée hydrolyse basique (dissociation dans la base OH-)
Production d'un savon à partir d'un ester et de la soude, réaction lente, totale et exothermique.
La réaction inverse est l'esterification, production d'un ester
$$\ce{R1-COO-R2 (ester) + OH- (hydroxyde) \longrightarrow R1-COO- (savon) + R2-OH (alcool)}$$