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 :

Elle désigne la masse d’une mole, c’est donc la masse totale divisé par le nombre de moles (M=m/n)
L’unité $(g.mol^{-1})$ indique clairement qu’il s’agit d’une masse (g) divisée par un nombre de moles (mol)

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 :

(l) : solution liquide (H2O)
(aq) : solution aqueuse, solution liquide diluée avec de l’eau (acide ou base)
(s) : solide (CaCO3 carbonate de calcium composant le tartre)
(g) : gaz (CO2)

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: Se dit 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 :

Nombre d’atomes C, H, etc.
Nombre d’ions (charges + et -)
Nombre de moles
Nombre de nucléons, protons

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)}