Fiche de révision : Réactions chimiques et équilibre

📋 Plan du Cours

1. Espèces chimiques et quantité de matière
2. Masses et volumes molaires
3. Gaz et solutions commerciales
4. Équations et stœchiométrie
5. Réaction totale et équilibre chimique
6. Activités et constante d’équilibre
7. Déplacement des équilibres

📖 1. Espèces chimiques et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Corps pur : Constitué d’un seul type d’entités.
• Mélange : Constitué de plusieurs entités, comme l’eau de mer ou l’air.
• Mole : La mole est la quantité de matière d’un système contenant exactement 6,022 140 76 × 10²³ entités élémentaires.
• Corps simple : Constitué d’un seul élément chimique, comme H₂, O₂, O₃ ou Cu.
• Corps composé : Constitué de plusieurs éléments chimiques, comme H₂O, H₂SO₄ ou NaOH.

★ À maîtriser

• Le nombre d’Avogadro vaut $N_A=6{,}022\times10^{23}\ \text{entités élémentaires·mol}^{-1}$, et une mole d’atomes contient ce nombre d’atomes.

Compléments

• Les entités élémentaires peuvent être :
  • atomes
  • ions
  • molécules
  • électrons
  • protons
  • neutrons

💡 Astuce mémo

Corps pur : un type d’entités ; mélange : plusieurs entités

📖 2. Masses et volumes molaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Masse molaire atomique : La masse d’une mole d’atomes et s’exprime en g·mol⁻¹.

★ À maîtriser

📐 Formule - La masse molaire vérifie $M=\frac{m}{n}$, où m est exprimée en g, n en mol et M en g·mol⁻¹.

Compléments

📐 Formule - La masse molaire atomique relative d’un élément est la moyenne pondérée des masses molaires de ses isotopes : $M=\sum_i x_iM_i$, où xᵢ est l’abondance naturelle de l’isotope i.

• Pour l’oxygène naturel, les abondances de ¹⁶O, ¹⁷O et ¹⁸O sont respectivement 99,759 %, 0,037 % et 0,204 %, et sa masse molaire atomique relative vaut 15,9996 g·mol⁻¹.

• La masse molaire de l’eau est $M(\mathrm{H_2O})=2M(\mathrm H)+M(\mathrm O)=2\times1+16=18\ \mathrm{g·mol^{-1}}$.

• La masse molaire atomique de l’isotope ¹⁶₈O est 15,995 g·mol⁻¹.

📖 3. Gaz et solutions commerciales

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour un gaz parfait, $PV=nRT$, avec P en Pa, V en m³, n en mol, T en K et $R=8{,}314\ \mathrm{J·mol^{-1}·K^{-1}}$.

📐 Formule - Le volume molaire d’un gaz parfait est $V_m=\frac{V}{n}=\frac{RT}{P}$ et, à température et pression fixées, il est indépendant de la nature du gaz.

• Aux conditions normales de température et de pression, T = 0 °C et P = 1 atm (101 325 Pa), le volume molaire vaut 22,4 L·mol⁻¹.

📐 Formule - La pression partielle d’un constituant i est $p_i=x_iP_{\mathrm{totale}}$ et la somme des pressions partielles vaut la pression totale.

📐 Formule - La masse volumique est définie par $\rho=\frac{m}{V}$.

📌 La densité d’un solide ou d’un liquide est le rapport de sa masse volumique à celle de l’eau, tandis que celle d’un gaz est le rapport de sa masse volumique à celle de l’air ; la densité est sans unité.

📐 Formule - Le pourcentage massique est $100\times\frac{m_{\mathrm{soluté}}}{m_{\mathrm{solution}}}$ et le pourcentage volumique est $100\times\frac{V_{\mathrm{soluté}}}{V_{\mathrm{solution}}}$.

Compléments

📐 Formule - La fraction molaire d’un constituant i est $x_i=\frac{n_i}{n_{\mathrm{total}}}$ et vérifie $0\leq x_i\leq1$.

• Dans un air composé de 80 % de N₂ et de 20 % de O₂ à une pression totale de 1 bar, les pressions partielles sont 0,8 bar pour N₂ et 0,2 bar pour O₂.

• À 25 °C, la masse volumique de l’eau vaut 1 kg·L⁻¹, soit 10³ kg·m⁻³.

• Un vinaigre à 6° contient 6 g d’acide éthanoïque pour 100 g de vinaigre, tandis qu’un vin à 12° contient 12 mL d’éthanol pour 100 mL de vin.

📖 4. Équations et stœchiométrie

🔑 Notions clés & Définitions

• Mélange non stœchiométrique : Contient un réactif en défaut, car les quantités de réactifs ne sont pas proportionnelles à leurs coefficients stœchiométriques.

★ À maîtriser

• Dans une équation-bilan, les réactifs sont transformés en produits et les coefficients indiquent les proportions molaires de la réaction ; par exemple, $\mathrm{N_2+3H_2\rightarrow2NH_3}$ signifie qu’une mole de N₂ réagit avec trois moles de H₂ pour former deux moles de NH₃.

📌 Les réactifs réagissent toujours selon les proportions fixées par les coefficients stœchiométriques, même lorsque les quantités initialement introduites ne respectent pas ces proportions.

📌 Une équation-bilan doit respecter la conservation de la matière pour chaque élément et la conservation de la charge électrique, c’est-à-dire l’égalité entre les charges électriques totales des réactifs et des produits.

Compléments

📐 Formule - Pour $\mathrm{N_2+3H_2\rightarrow2NH_3}$, les quantités réagies vérifient $\frac{n_{\mathrm{N_2 disparu}}}{1}=\frac{n_{\mathrm{H_2 disparu}}}{3}=\frac{n_{\mathrm{NH_3 formé}}}{2}$.

• Les symboles d’état physique sont :
  • (s) pour solide
  • (l) pour liquide
  • (g) pour gaz
  • (aq) pour une espèce dissoute dans l’eau

📌 Lors d’une transformation physique, les espèces chimiques sont conservées, tandis que lors d’une réaction chimique, certaines espèces disparaissent et d’autres apparaissent.

💡 Astuce mémo

Réactifs → coefficients stœchiométriques → produits

📖 5. Réaction totale et équilibre chimique

🔑 Notions clés & Définitions

• Équilibre chimique : Atteint lorsque la composition du mélange n’évolue plus au cours du temps.

★ À maîtriser

📌 Une réaction totale consomme le réactif en défaut, ou tous les réactifs si le mélange est stœchiométrique, tandis qu’une réaction partielle laisse une partie des réactifs à l’état final.

• Pour déterminer l’avancement maximal d’une réaction totale, on calcule l’avancement qui annulerait chaque réactif et on retient la plus petite valeur.

Compléments

📌 Une réaction totale est représentée par une flèche simple (→), une réaction partielle par une double flèche (⇌), et une équation dont le caractère total ou partiel est inconnu peut être écrite avec un signe égal.

• Pour 2 mol de N₂ et 2 mol de H₂ selon $\mathrm{N_2+3H_2\rightarrow2NH_3}$, H₂ est le réactif en défaut et, si la réaction est totale, l’avancement vaut 2/3 mol.

• Lors d’un équilibre dynamique, la vitesse de la réaction directe compense la vitesse de la réaction inverse, comme dans l’estérification limitée par l’hydrolyse.

• Pour l’estérification présentée, la composition à l’équilibre correspond à environ 67 % d’ester formé et 33 % d’acide et d’alcool restants.

💡 Astuce mémo

Totale : le réactif en défaut disparaît ; partielle : des réactifs restent

📖 6. Activités et constante d’équilibre

🔑 Notions clés & Définitions

• Activité en solution diluée : En solution diluée, l’activité d’une espèce i est le rapport de sa concentration Cᵢ à la concentration de référence C° : $a_i=\frac{C_i}{C^\circ}$, avec C° = 1 mol·L⁻¹.

★ À maîtriser

• Par convention, l’activité d’un solvant et celle d’un solide valent 1.

📐 Formule - Pour $\alpha A+\beta B\rightleftharpoons\gamma C+\delta D$, la constante d’équilibre est $K_T=\frac{a_C^\gamma a_D^\delta}{a_A^\alpha a_B^\beta}$ et elle est sans unité.

Compléments

📐 Formule - Pour un gaz parfait, l’activité d’une espèce gazeuse est $a_i=\frac{p_i}{p^\circ}$, où pᵢ est sa pression partielle et p° = 1 bar = 10⁵ Pa.

• Dans une solution aqueuse, l’activité d’une espèce dissoute s’écrit $a_i=\frac{[i]}{C^\circ}$, tandis que l’activité de l’eau, solvant, vaut 1.

• À 25 °C, la constante d’équilibre de la dissociation de l’acide éthanoïque vaut $K_a=10^{-4{,}8}$ et sa faible valeur correspond à une faible dissociation de l’acide.

• Pour l’estérification acide + alcool ⇌ ester + eau avec une mole initiale de chaque réactif et une constante d’équilibre d’environ 4 à 25 °C, l’avancement à l’équilibre vaut 2/3 mol, soit environ 67 % d’ester formé.

📖 7. Déplacement des équilibres

★ À maîtriser

• L’état d’équilibre peut être déplacé en modifiant la température, la pression totale ou les activités des constituants.

• Selon la loi de Le Chatelier, l’équilibre évolue dans le sens qui s’oppose à la perturbation imposée.

• Une augmentation de température favorise le sens endothermique de la réaction, qui absorbe de la chaleur.

• Une augmentation de la pression totale déplace l’équilibre dans le sens qui diminue le nombre de moles gazeuses.

• L’ajout d’un constituant déplace l’équilibre dans le sens qui le consomme, tandis que le retrait d’un constituant le déplace dans le sens qui le produit.

Compléments

• L’estérification présentée est athermique ; une variation de température ne déplace donc pas son état d’équilibre.

📐 Formule - La variation du nombre de moles gazeuses pour une réaction est $\Delta n_{\mathrm{gaz}}=n_{\mathrm{produits}}-n_{\mathrm{réactifs}}$, en ne comptant que les espèces gazeuses.

💡 Astuce mémo

Perturbation → évolution de l’équilibre dans le sens qui s’y oppose

📊 Tableaux de synthèse

Grandeurs selon l’état physique