Réactions Chimiques : Cours Complet

Première & Terminale spécialité physique — Équilibrage, avancement, acide-base, oxydoréduction, dosages

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🧪 Chimie organique
📓 Réactions chimiques (brevet)

📋 Sommaire
1. Transformation et réaction chimique
8. Oxydoréduction : couples Ox/Red
2. Équilibrer une équation chimique
9. Réactions d'oxydoréduction
3. Quantité de matière et concentration
10. Piles et électrolyse
4. Tableau d'avancement
11. Dosages et titrages
5. Réactif limitant
12. Exercices types bac
6. Acides, bases et pH
13. Questions fréquentes
7. Réactions acide-base

SECTION 01

Transformation et réaction chimique

📌 Définitions

Une transformation chimique est un processus au cours duquel des espèces chimiques disparaissent (réactifs) et de nouvelles apparaissent (produits).

La réaction chimique est le modèle qui décrit cette transformation par une équation :

Réactifs → Produits
⚛️ Conservation : Au cours d'une réaction chimique, il y a conservation des éléments (même atomes avant et après) et conservation de la charge électrique.

SECTION 02

Équilibrer une équation chimique

📌 Méthode

Placer des coefficients stœchiométriques devant chaque espèce pour que le nombre d'atomes de chaque élément soit identique de chaque côté de la flèche.

📝 Exemple : combustion du méthane

CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O (non équilibrée)

C : 1 = 1 ✓. H : 4 → 2 ✗ → mettre 2 devant H₂O. O : 2 → 2+2=4 ✗ → mettre 2 devant O₂.

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O ✓ (C:1=1, H:4=4, O:4=4)

📝 Exemple : combustion du propane

C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

C : 3 → 3CO₂. H : 8 → 4H₂O. O : 2×? → 6+4=10 → 5O₂.

C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O

✅ Astuce : Équilibrer dans l'ordre : 1) éléments présents dans une seule espèce de chaque côté. 2) Hydrogène. 3) Oxygène en dernier (souvent le plus flexible).

SECTION 03

Quantité de matière et concentration

📌 Rappels essentiels
n = m / M (solide/gaz : masse → moles)
n = C × V (solution : concentration × volume)
n = N / NA (nombre d'entités → moles)
Grandeur Symbole Unité Formule
Quantité de matière n mol n = m/M ou C×V
Concentration molaire C mol/L (mol·L⁻¹) C = n/V
Concentration massique Cm g/L Cm = m/V = C×M
📝 Exemple

Solution de NaCl à C = 0,5 mol/L. Volume V = 200 mL = 0,2 L.

n = C×V = 0,5 × 0,2 = 0,1 mol. m = n×M = 0,1 × 58,5 = 5,85 g.

⚠️ Toujours convertir V en litres avant d'utiliser n = C×V. 250 mL = 0,250 L.

SECTION 04

Tableau d'avancement

📌 Principe

Le tableau d'avancement permet de suivre l'évolution des quantités de matière au cours de la réaction, en fonction de l'avancement x (en mol).

📝 Exemple : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

État initial : n(H₂) = 6 mol, n(O₂) = 2 mol, n(H₂O) = 0.

État Avancement x 2 H₂ O₂ 2 H₂O
Initial 0 6 2 0
En cours x 6−2x 2−x 2x
Final xmax 6−2xmax 2−xmax 2xmax

Les coefficients stœchiométriques multiplient x.

💡 Pour chaque réactif : nfinal = ninitial − coefficient × x. Pour chaque produit : nfinal = ninitial + coefficient × x.

SECTION 05

Réactif limitant

📌 Définition

Le réactif limitant est celui qui est entièrement consommé en premier. Il détermine l'avancement maximal xmax.

xmax = min(ni / coefficienti) pour chaque réactif i
📝 Suite de l'exemple

H₂ : xmax = 6/2 = 3. O₂ : xmax = 2/1 = 2.

xmax = min(3 ; 2) = 2 mol. O₂ est le réactif limitant.

État final : n(H₂) = 6−4 = 2 mol (en excès), n(O₂) = 0, n(H₂O) = 4 mol.

📘 Proportions stœchiométriques : Si tous les réactifs sont consommés exactement (les deux xmax sont égaux), le mélange est dit stœchiométrique.

SECTION 06

Acides, bases et pH

📌 Définitions de Brønsted

Un acide est une espèce capable de céder un proton H⁺.

Une base est une espèce capable de capter un proton H⁺.

Un couple acide/base s'écrit : AH / A⁻ avec la demi-équation AH ⇌ A⁻ + H⁺.

Couple acide/base Acide (AH) Base (A⁻)
H₃O⁺ / H₂O H₃O⁺ (ion oxonium) H₂O
H₂O / HO⁻ H₂O HO⁻ (ion hydroxyde)
CH₃COOH / CH₃COO⁻ Acide acétique Ion acétate
NH₄⁺ / NH₃ Ion ammonium Ammoniac
HCl / Cl⁻ Acide chlorhydrique Ion chlorure
📌 Le pH
pH = −log₁₀[H₃O⁺] ⟺ [H₃O⁺] = 10−pH
pH 0-6 7 8-14
Nature Acide Neutre Basique
[H₃O⁺] > 10⁻⁷ mol/L 10⁻⁷ < 10⁻⁷
📝 Exemple

[H₃O⁺] = 10⁻³ mol/L → pH = 3 (acide).

pH = 11 → [H₃O⁺] = 10⁻¹¹ mol/L (basique, soude diluée).

✅ Acide fort vs faible : Un acide fort (HCl, HNO₃, H₂SO₄) est totalement dissocié : réaction → (flèche simple). Un acide faible (CH₃COOH, H₂CO₃) est partiellement dissocié : réaction ⇌ (équilibre).

SECTION 07

Réactions acide-base

📌 Principe

Une réaction acide-base est un transfert de proton H⁺ de l'acide d'un couple vers la base d'un autre couple.

AH₁ + A₂⁻ → A₁⁻ + AH₂

L'acide du couple 1 cède H⁺ à la base du couple 2.

📝 Exemple : HCl + eau

Couple 1 : HCl / Cl⁻. Couple 2 : H₃O⁺ / H₂O.

HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺

HCl (acide fort) cède H⁺ à H₂O (base).

📝 Exemple : ammoniac + eau

Couple 1 : H₂O / HO⁻. Couple 2 : NH₄⁺ / NH₃.

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + HO⁻

NH₃ (base faible) capte H⁺ de H₂O → solution basique.

⚛️ L'eau est amphotère : elle peut jouer le rôle d'acide (couple H₂O/HO⁻) ou de base (couple H₃O⁺/H₂O) selon le réactif en face.

SECTION 08

Oxydoréduction : couples Ox/Red

📌 Définitions

Un oxydant est une espèce capable de gagner des électrons (être réduite).

Un réducteur est une espèce capable de perdre des électrons (être oxydée).

Un couple Ox/Red s'écrit avec la demi-équation : Ox + n e⁻ → Red.

Couple Ox/Red Demi-équation
Cu²⁺ / Cu Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Zn²⁺ / Zn Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
Fe³⁺ / Fe²⁺ Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
MnO₄⁻ / Mn²⁺ MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
I₂ / I⁻ I₂ + 2 e⁻ → 2 I⁻
H⁺ / H₂ 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂
🎯 Mnémotechnique : Oxydant Gagne des e⁻ (OG). Réducteur Perd des e⁻ (RP). L'oxydation est une perte d'e⁻, la réduction un gain d'e⁻.
📘 Équilibrer une demi-équation en milieu acide : 1) Équilibrer l'élément central. 2) Équilibrer O avec H₂O. 3) Équilibrer H avec H⁺. 4) Équilibrer les charges avec e⁻.

SECTION 09

Réactions d'oxydoréduction

📌 Principe

L'oxydant d'un couple réagit avec le réducteur d'un autre couple. Les électrons sont transférés du réducteur vers l'oxydant.

Ox₁ + Red₂ → Red₁ + Ox₂
📝 Exemple : zinc + cuivre

Couples : Cu²⁺/Cu et Zn²⁺/Zn.

Réduction : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

Oxydation : Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Bilan : Cu²⁺ + Zn → Cu + Zn²⁺

Le zinc (réducteur) cède 2e⁻ au cuivre (oxydant). Un dépôt de cuivre rouge apparaît sur le zinc.

📝 Exemple : permanganate + fer II (classique bac)

MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O (×1)

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (×5)

Bilan : MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O

⚠️ Les e⁻ n'apparaissent jamais dans l'équation bilan. On multiplie les demi-équations pour que le nombre d'e⁻ soit identique, puis on additionne.

SECTION 10

Piles et électrolyse

📌 Pile électrochimique

Une pile convertit de l'énergie chimique en énergie électrique par une réaction d'oxydoréduction spontanée.

Deux demi-piles contenant chacune un couple Ox/Red, reliées par un pont salin.

Anode (−) : oxydation du réducteur. Cathode (+) : réduction de l'oxydant.

📝 Exemple : pile Daniell (Zn/Cu)

Anode : Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (oxydation). Cathode : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (réduction).

Les e⁻ circulent dans le fil de Zn vers Cu. f.é.m. ≈ 1,1 V.

📌 Électrolyse

L'électrolyse est le processus inverse : on force une réaction non spontanée grâce à un générateur externe. Énergie électrique → énergie chimique.

Anode (+) : oxydation. Cathode (−) : réduction. (Polarités inversées par rapport à la pile !)

💡 Retenir : Pile = spontanée (produit du courant). Électrolyse = forcée (consomme du courant). Dans les deux cas : oxydation à l'anode, réduction à la cathode.

SECTION 11

Dosages et titrages

📌 Principe du titrage

On fait réagir une solution de concentration inconnue (analyte) avec une solution de concentration connue (titrante) pour déterminer la quantité de matière de l'analyte.

📌 Équivalence

L'équivalence est le point où les réactifs sont introduits en proportions stœchiométriques. À l'équivalence :

nA / a = nB / b (a et b = coefficients stœchiométriques)
CA VA / a = CB Véq / b
📝 Exemple : titrage acido-basique

HCl + NaOH → NaCl + H₂O (coefficients 1:1)

VA = 20 mL de HCl inconnu. CB = 0,1 mol/L de NaOH. Véq = 15 mL.

CA × 0,020 = 0,1 × 0,015 → CA = 0,075 mol/L.

✅ Repérage de l'équivalence :
• Indicateur coloré : changement de couleur (phénolphtaléine, BBT…).
• pH-métrie : point d'inflexion de la courbe pH = f(V). Méthode des tangentes ou dérivée.
• Conductimétrie : changement de pente de σ = f(V).
• Colorimétrie : décoloration du permanganate (titrage redox).

SECTION 12

Exercices types bac

Type 1 — Équilibrer une équation
🧠 Équilibrer : Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂. (Fe:2=2, O:3+3=6=6, C:3=3)
Type 2 — Tableau d'avancement + réactif limitant
🧠 N₂ + 3H₂ → 2NH₃. n(N₂)=2 mol, n(H₂)=3 mol. Réactif limitant ?
xmax(N₂) = 2/1 = 2. xmax(H₂) = 3/3 = 1. H₂ est limitant (xmax=1). n(NH₃) = 2×1 = 2 mol. n(N₂) restant = 2−1 = 1 mol.
Type 3 — pH et concentration
🧠 Solution HCl à C = 0,01 mol/L (acide fort). pH ?
[H₃O⁺] = C = 0,01 = 10⁻² mol/L. pH = −log(10⁻²) = 2.
Type 4 — Oxydoréduction
🧠 Écrire le bilan : I₂/I⁻ et S₂O₃²⁻/S₄O₆²⁻. Demi-éq. : I₂+2e⁻→2I⁻ ; 2S₂O₃²⁻→S₄O₆²⁻+2e⁻.
I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻ (2e⁻ de chaque côté, se simplifient).
Type 5 — Titrage
🧠 Titrage de 10 mL d'acide acétique par NaOH (0,05 mol/L). Véq = 12 mL. Concentration ?
CA×0,010 = 0,05×0,012. CA = 0,0006/0,01 = 0,06 mol/L.

SECTION 13

Questions fréquentes

Équilibrer une équation ?
Coefficients pour que chaque élément ait le même nombre d'atomes de chaque côté.
Tableau d'avancement ?
Suivi des moles en fonction de x. Réactifs : ni−coeff×x. Produits : ni+coeff×x.
Réactif limitant ?
Le plus petit ni/coefficient. Consommé en premier → détermine xmax.
Acide (Brønsted) ?
Espèce qui cède H⁺. Fort = totalement dissocié. Faible = partiellement.
Calculer le pH ?
pH = −log[H₃O⁺]. <7 acide, =7 neutre, >7 basique.
Oxydoréduction ?
Transfert d'e⁻. Oxydant gagne e⁻ (réduit). Réducteur perd e⁻ (oxydé).
Demi-équation redox ?
1) Élément central. 2) O avec H₂O. 3) H avec H⁺. 4) Charges avec e⁻.
Titrage ?
Réactif titrant (connu) + analyte (inconnu). Équivalence : proportions stœchiométriques.
Pile vs électrolyse ?
Pile = spontanée (produit courant). Électrolyse = forcée (consomme courant).
Ça tombe au bac ?
Oui, thème central. Avancement, titrages acido-basiques/redox, pH, bilans stœchiométriques.
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