Fiche de révision : Quantité de matière + Ox/red

📋 Plan du Cours

1. Quantité de matière et entités
2. Masses molaires des espèces
3. Quantité de matière des gaz
4. Solutions et concentrations
5. Oxydants, réducteurs et couples
6. Établissement des demi-équations
7. Réactions d’oxydoréduction
8. Applications des réactions redox

📖 1. Quantité de matière et entités

🔑 Notions clés & Définitions

• Quantité de matière : Grandeur notée n et exprimée en moles (mol), qui sert à dénombrer les entités élémentaires présentes dans un échantillon.
• Mole : Groupement de 6,02·10²³ entités élémentaires.

★ À maîtriser

📐 Formule - La constante d’Avogadro vaut $N_A = 6{,}02\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$.

📐 Formule - Le nombre d’entités et la quantité de matière sont reliés par $N_x = n_x N_A$.

Compléments

• Les entités élémentaires considérées comprennent :
  • les atomes
  • les molécules
  • les ions
  • les électrons
  • les protons
  • les neutrons

📖 2. Masses molaires des espèces

🔑 Notions clés & Définitions

• Masse molaire atomique : Masse d’une mole d’atomes identiques.
• Masse molaire moléculaire : Masse d’une mole de molécules d’un corps pur moléculaire.

📝 Points essentiels

• Les masses molaires atomiques données pour le chlore sont 35,0 g·mol⁻¹ pour ³⁵₁₇Cl et 37,0 g·mol⁻¹ pour ³⁷₁₇Cl.

• 🔄 Pour déterminer une masse molaire moléculaire : écrire la formule de la molécule, relever les masses molaires atomiques de ses atomes, établir l’expression littérale, effectuer l’application numérique

• Pour l’eau H₂O, avec M(H) = 1,0 g·mol⁻¹ et M(O) = 16 g·mol⁻¹, la masse molaire moléculaire vaut M(H₂O) = 2 × M(H) + M(O) = 18 g·mol⁻¹.

📖 3. Quantité de matière des gaz

🔑 Notions clés & Définitions

• Volume molaire : Volume occupé par une mole de cette espèce gazeuse.

📝 Points essentiels

📌 Le volume molaire d’un gaz est indépendant de la nature du gaz, mais dépend de la température et de la pression.

• À la pression de 1,013 × 10⁵ Pa, le volume molaire vaut 24 L·mol⁻¹ à 20 °C et 22,4 L·mol⁻¹ à 0 °C.

📐 Formule - Le volume d’un échantillon gazeux et sa quantité de matière sont reliés par $V = nV_m$.

📖 4. Solutions et concentrations

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution : Obtenue par dissolution d’espèces chimiques, appelées solutés, dans un liquide appelé solvant.
• Concentration molaire : Quantité de matière de cette espèce présente dans un litre de solution.
• Concentration massique : Masse d’une espèce chimique dissoute dans un litre de solution.

★ À maîtriser

📐 Formule - La quantité de matière d’un soluté est reliée à la concentration molaire et au volume de solution par $n_x = C_x V_{sol}$.

Compléments

• Un soluté peut être :
  • un solide
  • un liquide
  • un gaz

📐 Formule - La concentration massique est reliée à la masse de soluté et au volume de solution par $t_m = \frac{m_{sol}}{V_{sol}}$.

📐 Formule - La masse de soluté est donnée par $m_{sol} = t_m V_{sol}$.

• Pour 25,0 mL de solution de diiode à 0,200 mol·L⁻¹, la quantité de matière de diiode vaut 5,00 × 10⁻³ mol.

• Dans l’exemple, le diiode est le soluté et le cyclohexane est le solvant.

📖 5. Oxydants, réducteurs et couples

🔑 Notions clés & Définitions

• Oxydant : Espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.
• Réducteur : Espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.
• Couple oxydant-réducteur : Deux espèces reliées par un gain ou une perte d’électrons et notées Ox/Red ; elles sont alors conjuguées.

★ À maîtriser

📌 Une oxydation est une perte d’électrons, tandis qu’une réduction est un gain d’électrons.

Compléments

• Un oxydant subit une réduction, tandis qu’un réducteur subit une oxydation.

💡 Astuce mémo

L’oxydant capte des électrons ; le réducteur les cède.

📖 6. Établissement des demi-équations

★ À maîtriser

📐 Formule - La demi-équation d’un couple s’écrit $Ox + ne^- = Red$, où n est le nombre d’électrons transférés.

• 🔄 En milieu acide ou neutre, on établit une demi-équation en : écrivant les espèces conjuguées de part et d’autre du signe égal, ajustant l’élément caractéristique, équilibrant l’oxygène avec H₂O, équilibrant l’hydrogène avec H⁺, équilibrant les charges avec des électrons

• 🔄 En milieu basique : suivre les règles du milieu acide, ajouter autant d’ions HO⁻ que d’ions H⁺ présents, remplacer H⁺ + HO⁻ par H₂O

Compléments

• Dans une demi-équation d’oxydoréduction, le signe égal traduit la possibilité de passer, selon les conditions expérimentales, de l’oxydant au réducteur conjugué ou inversement.

• En milieu acide, les ions H⁺ sont fournis par un acide ajouté, par exemple l’acide sulfurique.

• En milieu acide, la demi-équation du couple MnO₄⁻/Mn²⁺ est MnO₄⁻(aq) + 8 H⁺ + 5 e⁻ = Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l).

• En milieu acide, la demi-équation du couple Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ est Cr₂O₇²⁻(aq) + 14 H⁺ + 6 e⁻ = 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l).

💡 Astuce mémo

En milieu acide : ajuster l’élément, puis O avec H₂O, H avec H⁺, et finir par les électrons.

📖 7. Réactions d’oxydoréduction

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction d’oxydoréduction : Met en jeu deux couples et résulte du transfert d’électrons du réducteur de l’un vers l’oxydant de l’autre.

★ À maîtriser

• Pour établir l’équation d’une réaction d’oxydoréduction, on multiplie les demi-équations par des coefficients afin d’égaliser les électrons échangés, puis on les additionne pour éliminer les électrons.

Compléments

📌 Deux oxydants ne réagissent pas ensemble et deux réducteurs ne réagissent pas ensemble.

📐 Formule - Pour les demi-équations Red₁ = Ox₁ + n₁e⁻ et Ox₂ + n₂e⁻ = Red₂, l’équation globale est $n_1 Ox_2 + n_2 Red_1 = n_2 Ox_1 + n_1 Red_2$.

📖 8. Applications des réactions redox

★ À maîtriser

• Dans la pile à hydrogène, l’équation globale est 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l).

• Dans l’alcootest, l’équation globale donnée est Cr₂O₇²⁻(aq) + 3 CH₃CH₂OH(aq) → 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l) + 3 CH₃CHO(aq) + 8 H⁺.

Compléments

• Pour la formation de la rouille présentée en milieu basique, l’équation est 2 Fe(s) + O₂(g) + 2 H₂O(l) → 2 Fe²⁺(aq) + 4 OH⁻(aq).