1. L’Équilibre Chimique

1.1 Définition et Principes

• Une réaction chimique transforme des réactifs en produits.
• Certaines réactions vont jusqu’au bout (réactions irréversibles), d’autres peuvent faire marche arrière (réactions réversibles).
• Une réaction réversible atteint un équilibre chimique où la vitesse de la réaction directe est égale à celle de la réaction inverse.

1.2 Réactions irréversibles et réversibles

• Réaction irréversible : les réactifs se transforment totalement en produits et ne peuvent pas redevenir réactifs.
• Exemple : combustion du bois, digestion des aliments.
• Réaction réversible : les réactifs se transforment en produits, mais les produits peuvent aussi redevenir des réactifs.
• Exemple : dissolution du CO₂ dans une boisson gazeuse.

1.3 Loi d’Action de Masses et Constante d’Équilibre (Kc)

• À l’équilibre, la réaction est toujours en cours, mais il y a autant de réactifs qui deviennent produits que de produits qui redeviennent réactifs.
• On peut calculer cet équilibre avec la constante d’équilibre Kc :
• Kc = produit^x / réactif^y
• Kc dépend uniquement de la température.
• Si Kc > 1, la réaction favorise les produits.
• Si Kc < 1, la réaction favorise les réactifs.

1.4 Quotient Réactionnel (Q) et Évolution de la Réaction

• Q est le "point de contrôle" : il permet de savoir si une réaction a atteint l’équilibre ou non.
• Si Q < Kc, il manque des produits → la réaction avance.
• Si Q > Kc, il y a trop de produits → la réaction recule.
• Si Q = Kc, la réaction est à l’équilibre.

1.5 Facteurs qui influencent l’Équilibre – Principe de Le Chatelier

Si on modifie les conditions, la réaction cherche à s’opposer au changement :

• Augmenter la concentration d’un réactif → plus de produits se forment.
• Augmenter la concentration d’un produit → la réaction s’inverse.
• Augmenter la température → favorise la réaction endothermique (qui absorbe la chaleur).
• Augmenter la pression (pour les gaz) → favorise le côté avec moins de molécules de gaz

2. L’Équilibre Acido-Basique

2.1 Définition des Acides et Bases

• Acide : donneur de proton H⁺ (exemple : l’acide chlorhydrique HCl libère H⁺ dans l’eau).
• Base : capteur de proton H⁺ (exemple : l’ion hydroxyde OH⁻ capte un H⁺ pour former de l’eau).
• Une réaction acido-basique est un échange de proton entre un acide et une base.

2.2 Couples Acide-Base et Notion de pKa

• Un couple acide-base est formé par un acide et sa base conjuguée : HA ⇌ A⁻ + H⁺
• Ka mesure la force d’un acide, plus il est grand, plus l’acide est fort.
• pKa est une autre manière de mesurer la force d’un acide : pKa = -log Ka
• Plus pKa est petit, plus l’acide est fort.

2.3 L’Autoprotolyse de l’Eau et Produit Ionique de l’Eau

• L’eau peut agir comme un acide ou comme une base : 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻
• Produit ionique de l’eau : [H₃O⁺] × [OH⁻] = 10⁻¹⁴ (à 25°C)
• Relation importante : pH + pOH = 14 (à 25°C)

2.4 Calcul du pH

• pH = - log [H₃O⁺] → plus le pH est bas, plus la solution est acide.
• pH = pKa + log ([A-] / [HA]) → relation de Henderson-Hasselbalch.

2.5 Influence du pH sur l’équilibre acido-basique

• Si pH > pKa, la base prédomine.
• Si pH < pKa, l’acide prédomine.
• Si pH = pKa, il y a autant d’acide que de base.

3. L’Équilibre Oxydo-Réduction

3.1 Définition et Notions Clés

Une réaction d'oxydoréduction est un échange d'électrons entre un oxydant et un réducteur.

• Oxydant : espèce qui capte des électrons.
• Réducteur : espèce qui donne des électrons.

3.2 Réactions d’Oxydation et de Réduction

• Oxydation : perte d’électrons, augmentation du nombre d’oxydation.
• Exemple :
• Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
• Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
• Réduction : gain d’électrons, diminution du nombre d’oxydation.
• Exemple :
• Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
• Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

3.3 Équilibrage des Réactions d’Oxydoréduction

• Identifier les couples oxydant/réducteur.
• Écrire les demi-équations électroniques.
• Ajuster les coefficients pour équilibrer les électrons.
• Additionner les demi-équations.

Exemple :

Équilibrer la réaction :

2 Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2 Fe²⁺ + Sn⁴⁺

• Demi-réaction de Fe³⁺ :
• Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
• Demi-réaction de Sn²⁺ :
• Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2e⁻

Ensuite, multiplier la demi-réaction de Fe³⁺ par 2 pour que les électrons soient équilibrés :

2 (Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺) → 2 Fe³⁺ + 2e⁻ → 2 Fe²⁺

• Réaction équilibrée :
• 2 Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2 Fe²⁺ + Sn⁴⁺

3.4 Nombre d’Oxydation et Règles

• Oxygène : nombre d’oxydation de -2.
• Hydrogène : nombre d’oxydation de +1.
• La somme des nombres d’oxydation d’une molécule neutre est égale à 0.

Exemple 1 :

Déterminer le nombre d'oxydation du soufre dans SO₂ :

x + 2(-2) = 0

x - 4 = 0

x = +4

Exemple 2 :

Déterminer le nombre d'oxydation du manganèse dans MnO₄⁻ :

x + 4(-2) = -1

x - 8 = -1

• x = +7