Fiche de révision : Stœchiométrie et équilibres chimiques

📋 Plan du Cours

1. Grandeurs et formules stœchiométriques
2. Concentrations et dilution
3. Masse volumique et densité
4. Réactions et équilibres chimiques
5. Équilibres acido-basiques
6. Complexes et solubilité

📖 1. Grandeurs et formules stœchiométriques

📝 Points essentiels

📐 Formule — Le volume molaire vérifie $V_m=\frac{V}{n}$, avec V en litres et n en moles, donc V_m s’exprime en L·mol⁻¹.

📐 Formule — La quantité de matière vérifie $n=\frac{m}{M}$, avec m la masse en grammes et M la masse molaire en g·mol⁻¹.

📐 Formule — La loi des gaz parfaits s’écrit $PV=nRT$, avec P en pascals, V en mètres cubes, T en kelvins et $R=8{,}312\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$.

💡 Astuce mémo

Masse → quantité de matière → volume

📖 2. Concentrations et dilution

★ À maîtriser

📐 Formule — La concentration molaire est $C=\frac{n_{soluté}}{V_{solvant}}$ et s’exprime en mol·L⁻¹.

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

📐 Formule — Lors d’une dilution, la quantité de matière est conservée et vérifie $C_0V_0=C_1V_1$ ; comme $V_1>V_0$, alors $C_1<C_0$.

Compléments

📐 Formule — Le facteur de dilution vérifie $F=\frac{C_0}{C_1}=\frac{V_1}{V_0}$.

📐 Formule — La molalité est $\frac{n_{soluté}}{m_{solution}}$ et s’exprime en mol·g⁻¹.

📐 Formule — Le pourcentage massique est $\%m=\frac{m_{soluté}}{m_{solution}}\times100$ et les titres en volume, en masse ou en mole sont des rapports sans unité.

💡 Astuce mémo

Dilution : volume augmente → concentration diminue

📖 3. Masse volumique et densité

🔑 Notions clés & Définitions

• Masse volumique : d’un matériau est $\rho=\frac{m}{V}$ ; son unité légale est le kg·m⁻³, mais elle peut aussi s’exprimer en kg·L⁻¹, g·L⁻¹, g·cm⁻³ ou g·mL⁻¹.

★ À maîtriser

📐 Formule — La densité d’un matériau est $d=\frac{\rho_{matériau}}{\rho_{référence}}$ et n’a pas d’unité.

Compléments

• La masse volumique de l’eau vaut 1000 kg·m⁻³, soit 1 kg·L⁻¹, 1000 g·L⁻¹, 1 g·cm⁻³ ou 1 g·mL⁻¹.

• Pour les liquides et les solides, la référence de densité est l’eau pure à 4 °C, dont la masse volumique vaut 1 g·cm⁻³.

• Pour les gaz, la masse volumique de référence est celle de l’air à 0 °C et 760 mm Hg, soit 1,013×10⁵ Pa, 1 atm ou 1,29349 g·L⁻¹.

💡 Astuce mémo

Masse volumique avec unité, densité sans unité

📖 4. Réactions et équilibres chimiques

📝 Points essentiels

📐 Formule — Une réaction chimique s’écrit généralement $aA+bB\rightarrow cC+dD$, et ses coefficients peuvent être multipliés ou divisés par un même nombre sans modifier l’équation.

📐 Formule — En conditions stœchiométriques, les quantités de matière vérifient à tout instant $\frac{n_A}{a}=\frac{n_B}{b}=\frac{n_C}{c}=\frac{n_D}{d}$.

📐 Formule — Pour la réaction $aA+bB\rightleftharpoons cC+dD$, la constante d’équilibre s’écrit $K=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$.

📌 Selon le principe de Le Chatelier, lorsqu’une concentration, une température ou une pression est imposée à un système en équilibre, celui-ci évolue vers un nouvel équilibre qui contrecarre la modification.

📌 Une réaction unidirectionnelle se fait dans le sens de la synthèse totale, une réaction bidirectionnelle peut se faire dans les deux sens et une réaction à l’équilibre est une transformation incomplète caractérisée par une constante K.

💡 Astuce mémo

Modification imposée → déplacement opposé de l’équilibre

📖 5. Équilibres acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Bronsted — un ion ou une molécule capable de céder un proton.
• Base de Brønsted : Bronsted — un ion ou une molécule capable de capter un proton.
• Ampholyte : une espèce pouvant jouer le rôle d’acide ou de base.
• Dosage acido-basique : Un dosage acido-basique détermine la concentration d’une espèce en solution grâce à sa réaction avec un réactif titrant de concentration connue, et son point équivalent est repéré par une brusque variation de pH.

★ À maîtriser

📐 Formule — L’autoprotolyse de l’eau s’écrit $2H_2O\rightleftharpoons H_3O^++OH^-$ et sa constante vérifie $K_e=[H_3O^+][OH^-]=10^{-14}$.

📐 Formule — Le pH d’une solution aqueuse est $pH=-\log[H_3O^+]$.

📐 Formule — Pour un acide faible AH, la constante d’acidité est $K_a=\frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH][H_2O]}$ et $pK_a=-\log K_a$ ; un couple est d’autant plus fort que son Ka est grand ou son pKa petit.

📐 Formule — Au point équivalent d’un dosage, les quantités vérifient $\frac{n_A}{a}=\frac{n_B}{b}$, donc $\frac{C_AV_A}{a}=\frac{C_BV_B}{b}$ ; pour une réaction acide-base, a et b valent généralement 1.

• 🔄 La méthode générale du calcul de pH consiste à: écrire les réactions, ajouter l’autoprotolyse de l’eau, définir les constantes, établir le bilan des espèces et l’électroneutralité, appliquer la conservation de la matière, effectuer les approximations justifiées, vérifier leur validité

Compléments

📐 Formule — Pour la réaction acide-base $AH+B\rightleftharpoons A^-+BH^+$, la constante vérifie $K_r=\frac{K_{a1}}{K_{a2}}$.

• Les couples acido-basiques cités sont:
  • NH₄⁺/NH₃
  • H₃O⁺/H₂O
  • H₂O/OH⁻
  • H₃CCO₂H/H₃CCO₂⁻

💡 Astuce mémo

Réactions → constantes → bilan → approximations → vérification

📖 6. Complexes et solubilité

🔑 Notions clés & Définitions

• Complexe : Un complexe est un édifice polyatomique dans lequel un ion central, généralement un cation métallique, est lié chimiquement à des molécules neutres ou à des anions appelés ligands.
• Solubilité : La solubilité est la quantité maximale de soluté dissoute, généralement exprimée en g·L⁻¹ ou en mol·L⁻¹, et une solution est saturée si elle contient une quantité de soluté égale ou supérieure à cette solubilité.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour l’équilibre $C\rightleftharpoons A+L$, la constante de dissociation est $K_d=\frac{[A][L]}{[C]}$ et la constante de complexation vérifie $K_c=\frac{1}{K_d}$.

📐 Formule — Pour la dissolution $A_mB_n(s)\rightleftharpoons mA^{x+}+nB^{y-}$, le produit de solubilité vérifie $K_s=[A^{x+}]^m[B^{y-}]^n$ et la solubilité molaire est $s=\sqrt[m+n]{\frac{K_s}{m^m n^n}}$.

📌 À ligand identique, les complexes les plus stables possèdent le pKd le plus élevé, donc le Kd le plus faible et le Kc le plus grand.

• Les ligands possèdent au moins une orbitale moléculaire non liante doublement occupée et l’indice de coordination est le nombre de ligands liés à l’ion central.

Compléments

• NH₃ et CN⁻ sont des ligands monodentates, tandis que l’EDTA est hexadentate.

💡 Astuce mémo

Complexation : formation du complexe ; solubilité : dissolution du solide

📊 Tableaux de synthèse

Grandeurs de concentration