Fiche de révision : Réactions chimiques et solutions

📋 Plan du Cours

1. Nomenclature des ions
2. Nomenclature des composés
3. Équations et stœchiométrie
4. Réactif limitant et rendement
5. Avancement de la réaction
6. Types de réactions
7. Réactions en solution
8. Réactions en phase gazeuse

📖 1. Nomenclature des ions

★ À maîtriser

• Un cation est un ion positif généralement formé à partir d’un métal, tandis qu’un anion est un ion négatif généralement formé à partir d’un non-métal.

• Les cations monoatomiques se nomment en disant « ion » suivi du nom du métal, comme Na+ ion sodium, Zn2+ ion zinc et Al3+ ion aluminium.

• Lorsqu’un métal forme plusieurs cations, la charge est indiquée en chiffres romains, comme fer (II) pour Fe2+ et fer (III) pour Fe3+.

• Les anions monoatomiques formés à partir de non-métaux prennent généralement le suffixe « ure », comme chlorure, sulfure et nitrure, tandis que O2− est nommé oxyde.

• Pour les polyanions oxygénés, le suffixe « ite » correspond à la plus faible quantité d’oxygène et le suffixe « ate » à la plus grande, avec OH− nommé hydroxyde.

Compléments

• Les cations polyatomiques cités sont l’ion ammonium NH4+ et l’ion hydronium H3O+.

• La série des oxyanions du chlore comprend:

  • hypochlorite ClO−
  • chlorite ClO2−
  • chlorate ClO3−
  • perchlorate ClO4−

💡 Astuce mémo

Cation = métal positif ; anion = non-métal ou polyanion négatif

📖 2. Nomenclature des composés

★ À maîtriser

📌 Un anion en « ure » donne un acide en « hydrique », un anion en « ite » donne un acide en « eux » et un anion en « ate » donne un acide en « ique ».

📌 Le nom d’un composé ionique est construit dans l’ordre anion-cation, tandis que sa formule chimique commence par le cation, comme Na2CO3 carbonate de sodium.

Compléments

• L’ion chlorure Cl− donne HCl, appelé acide chlorhydrique, tandis que l’ion perchlorate ClO4− donne HClO4, appelé acide perchlorique.

• La déprotonation progressive de H3PO4 forme:

  • H2PO4−, ion dihydrogénophosphate
  • HPO4^2−, ion hydrogénophosphate
  • PO4^3−, ion phosphate

• Les préfixes numériques utilisés comprennent:

  • mono-
  • di-
  • tri-
  • tétra-
  • penta-
  • hexa-

💡 Astuce mémo

Anion puis cation pour nommer, cation puis anion pour écrire

📖 3. Équations et stœchiométrie

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction chimique : Transformation au cours de laquelle des réactifs de départ sont détruits pour former des produits.

★ À maîtriser

📌 Une équation chimique doit être équilibrée afin de respecter la loi de conservation de la masse énoncée par A. Lavoisier : « Rien ne se perd, rien ne se crée, il se transforme. »

Compléments

📐 Formule — Pour une réaction générale, les coefficients stœchiométriques s’écrivent $a_1A_1+a_2A_2+\cdots+a_iA_i\rightarrow b_1B_1+b_2B_2+\cdots+b_kB_k$.

• L’équation Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + 1/2 H2(g) est équilibrée, car elle contient un atome de sodium, deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène de chaque côté.

💡 Astuce mémo

Conservation de la masse → équation équilibrée

📖 4. Réactif limitant et rendement

🔑 Notions clés & Définitions

• Réactif limitant : Réactif dont la quantité disponible est inférieure à celle exigée par la relation stœchiométrique entre les réactifs.

★ À maîtriser

📌 Le réactif limitant fixe la quantité maximale de produit que l’on peut obtenir.

• 🔄 L’identification du réactif limitant suit trois étapes:
  1. convertir les masses en quantités de matière
  2. comparer les proportions aux coefficients stœchiométriques
  3. retenir le réactif insuffisant

📌 Une réaction totale s’arrête lorsqu’un ou plusieurs réactifs sont entièrement consommés, tandis qu’une réaction limitée s’arrête alors que des réactifs subsistent malgré des proportions stœchiométriques.

📐 Formule — Le rendement vérifie $r(\%)=\frac{m_{\mathrm{expérimentale}}}{m_{\mathrm{théorique}}}\times100$.

Compléments

• Dans 2 Al + Fe2O3 → 2 Fe + Al2O3, 50 g d’aluminium correspondent à 1,853 mol et 250 g de Fe2O3 à 1,565 mol ; l’aluminium est limitant car 1,853 mol d’Al ne consomment que 0,9265 mol de Fe2O3.

• Dans l’exemple de formation du fer, la masse théorique est 103,40 g et la masse expérimentale est 78,6 g, ce qui donne un rendement de 76 %.

💡 Astuce mémo

Réactif limitant consommé → quantité maximale de produit

📖 5. Avancement de la réaction

🔑 Notions clés & Définitions

• Avancement : Mesure de la progression d’une réaction à un instant donné en reliant les variations de quantité de matière aux coefficients stœchiométriques.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour un réactif Ai ou un produit Bk, l’avancement vérifie $\xi=\frac{n_t(A_i)-n_0(A_i)}{a_i}=\frac{n_t(B_k)-n_0(B_k)}{b_k}$.

📐 Formule — Le taux d’avancement vérifie $\tau=\frac{\xi\ \text{à l’instant }t}{\xi_{\max}}\times100$.

Compléments

• Dans la réaction 2 Al + Fe2O3 → 2 Fe + Al2O3, la formation de 1,407 mol de fer donne un avancement ξ égal à 0,7035 mol.

• Dans l’exemple étudié, le taux d’avancement final est de 76 %, comme le rendement calculé précédemment.

💡 Astuce mémo

État initial → avancement ξ → état final → taux τ

📖 6. Types de réactions

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction acide-base : Transfert de protons H+ entre un acide et une base.
• Solvatation : Processus par lequel des ions provenant d’un solide deviennent entourés par des molécules de solvant.
• Précipitation : Réaction au cours de laquelle deux solutions aqueuses produisent un composé solide appelé précipité.
• Oxydo-réduction : Réaction caractérisée par un transfert d’électrons entre espèces chimiques.
• Solvolyse : Réaction entre un composé et un solvant ; lorsque le solvant est l’eau, elle est appelée hydrolyse.

📝 Points essentiels

• Dans 2 Na + Cl2 → 2 NaCl, le sodium est oxydé en Na+ en libérant des électrons et le chlore est réduit en Cl− en les captant.

💡 Astuce mémo

Acide-base : H⁺ ; oxydo-réduction : électrons

📖 7. Réactions en solution

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution : Mélange homogène, généralement liquide, dans lequel un soluté est dissous dans un solvant.

★ À maîtriser

📌 Un électrolyte conduit le courant grâce à la formation d’ions en solution, tandis qu’un non-électrolyte ne conduit pas le courant et conserve des molécules dispersées.

📐 Formule — La concentration massique vérifie $C_m=\frac{m_{\mathrm{soluté}}}{V_{\mathrm{solution}}}$ et s’exprime en g·L−1.

📐 Formule — La concentration molaire vérifie $C=\frac{n_{\mathrm{soluté}}}{V_{\mathrm{solution}}}$ et s’exprime en mol·L−1 ou M.

📐 Formule — La molalité vérifie $C=\frac{n_{\mathrm{soluté}}}{m_{\mathrm{solvant}}}$ et s’exprime en mol·kg−1.

Compléments

📌 Le solvant peut favoriser la dissociation d’une molécule en ions et s’associer aux ions formés par des interactions électrostatiques.

• La dissolution de 2 g de NaOH dans 500 mL de solution donne une concentration massique de 4 g·L−1, une concentration molaire de 0,1 mol·L−1 et une molalité de 0,1 mol·kg−1.

💡 Astuce mémo

Électrolyte : ions et courant ; non-électrolyte : molécules dispersées

📖 8. Réactions en phase gazeuse

🔑 Notions clés & Définitions

• Pression partielle : Pression exercée par le gaz i dans un mélange de gaz de pression totale Ptot.

★ À maîtriser

📐 Formule — La pression partielle d’un gaz vérifie $p_i=x_iP_{\mathrm{tot}}$, où xi est sa fraction molaire.

📐 Formule — La pression totale d’un mélange vérifie $P_{\mathrm{tot}}=\sum_i p_i$.

📐 Formule — La loi des gaz parfaits s’écrit $PV=nRT$, avec P en pascals, V en mètres cubes, n en moles et T en kelvins.

• Pour une pression totale de 25 atm, les pressions partielles à l’équilibre sont 12,5 atm pour N2, 10,33 atm pour H2 et 2,17 atm pour NH3.

Compléments

• Dans la synthèse N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3, un mélange initial de 1 mol de N2 et 1 mol de H2 produit 0,16 mol de NH3 à l’équilibre, avec x = 0,08.

💡 Astuce mémo

Fraction molaire → pression partielle → pression totale

📊 Tableaux de synthèse

Comparaison des concentrations