Réactivité chimique | Chimie générale 2

La réactivité chimique est étudiée dans ce chapitre : réactions et équations chimiques, équilibrage des équations chimiques, types de réactions (combinaison, décomposition, remplacement, combustion), analyse de la combustion, théories acido-basiques, réactions d'oxydoréduction.

Réactions chimiques

Chemical reaction:

A process in which one or more substances (the reactants) are converted to one or more different substaces (the products)
 

Chemical equation

A chemical reaction is represented by a chemical equation:

  • The chemical formulas of the reactants are on the left-hand side 
  • The chemical formulas of the products are on the right-hand side
  • Reactants and products are separated by an arrow
  • The chemical formula of each substance is separated from the others by a '+' sign

Physical states can be specified in parentheses after the chemical formula of each substance as (s), (l), (g) or (aq)  for solid, liquid, gas, and aqueous (dissolved in water), respectively
 

Mg (s) + Cl2 (g) → MgCl2 (s)

Équilibrer les équations chimiques.

Selon la théorie atomique, les atomes ne sont ni créés ni détruits lors d'une réaction chimique ⇒ l'équation chimique doit être équilibrée (le même nombre de chaque type d'atome des deux côtés) en changeant les coefficients des réactifs et/ou des produits, et jamais en changeant leurs formules
 

Équilibrez l'équation chimique suivante: Li + Br2 → LiBr

2 Li + Br2  → 2 LiBr   (équilibré)
2 Li + Br2  → LiBr2   (incorrect : la nature du produit est différente ⇒ LiBr2 ≠ LiBr)

 

Comment équilibrer les équations chimiques :

  1. Écrire l'équation chimique non équilibrée

  2. Déterminer combien d'atomes de chaque élément sont présents de chaque côté de la flèche

  3. Modifier les coefficients des composés avant de modifier les coefficients des éléments

  4. Équilibrer les atomes d'oxygène ou d'hydrogène en dernier

  5. À la fin, vérifier votre équation pour vous assurer que vous ne pouvez pas réduire les coefficients stœchiométriques

D'accord, voici la traduction : Types de réaction.

Réactions couramment rencontrées sont les suivantes : - Combinaison : 2 ou plusieurs réactifs se combinent pour former un produit unique. - Décomposition : 1 substance se divise en 2 ou plusieurs produits. - Remplacement simple : 1 élément plus réactif remplace un autre élément dans un réactif. - Remplacement double : les cations et les anions de 2 composés échangent leurs places. - Combustion : un composé (généralement un alcan) réagit avec O2 pour produire du CO2, de l'H2O et de l'énergie (chaleur et lumière). Exemples de réactions : - 2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s) [combinaison] - CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (aq) [combinaison] - CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) [décomposition] - MgSO4 (s) → MgO (s) + SO3 (g) [décomposition] - Br2 (l) + CaI2 (aq) → CaBr2 (aq) + I2 (s) [remplacement simple] - Fe (s) + H2SO4 (aq) → FeSO4 (aq) + H2 (g) [remplacement simple] - NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s) [remplacement double] - BaCl2 (aq) + Na2SO4 (aq) → 2 NaCl (aq) + BaSO4 (aq) [remplacement double] - CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) [combustion] - 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (g) [combustion]

Analyse de combustion

Analyse de combustion :

Une analyse utilisée pour déterminer la formule empirique des composés chimiques et principalement des molécules organiques (qui contiennent du carbone, de l'hydrogène et parfois de l'oxygène)
 

Principe :

L'échantillon est brûlé dans un courant de gaz oxygène ; tous les éléments présents sont convertis en CO2 et H2O. Les masses d'eau et de dioxyde de carbone formées sont mesurées. Si de l'oxygène est présent dans l'échantillon d'origine, il doit être déterminé par différence de masse

Théories des acides et des bases

Théorie d'Arrhenius :

  • Acide d'Arrhenius : une substance qui a de l'hydrogène dans sa formule et qui se dissocie dans l'eau pour donner des ions H+ ⇒ L'acide d'Arrhenius augmente la concentration de H+ lorsqu'il est ajouté à l'eau
  • Base d'Arrhenius : une substance qui a OH dans sa formule et qui se dissocie dans l'eau pour donner des ions HO- ⇒ La base d'Arrhenius augmente la concentration de HO- lorsqu'elle est ajoutée à l'eau

 

HCl est un acide d'Arrhenius : HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq)
NaOH est une base d'Arrhenius : NaOH (aq) → Na+ (aq) + HO- (aq)

 

Théorie de Brönsted :

  • Acide de Brönsted : une substance capable de donner un proton H+ (donneur de proton)
  • Base de Brönsted : une substance capable d'accepter un proton H+ (accepteur de proton)

Paire acide-base conjuguée (HX/X-) : une paire acide-base qui diffère seulement par la présence ou l'absence d'un proton
 

NH3 (aq) + H2SO4 (aq) → NH4+ (aq) + HSO4- (aq)
NH3 est une base, H2SO4 est un acide.
NH4+ / NH3 et H2SO4 / HSO4- sont deux paires acide-base conjuguées

 

Théorie de Lewis :

  • Acide de Lewis : une espèce qui peut accepter une paire d'électrons (accepteur de paire d'électrons) ⇒ L'acide de Lewis doit être déficient en électrons ou avoir un orbital vide : BF3, AlCl3, SO2
  • Base de Lewis : une espèce qui peut donner une paire d'électrons (donneur de paire d'électrons) ⇒ La base de Lewis doit avoir une paire d'électrons libre : NH3, H2O

Lorsqu'une base de Lewis donne une paire d'électrons à un acide de Lewis, une liaison covalente se forme entre les molécules et le produit est appelé un adduit
 

NH3 + BF3 → NH3BF3
NH3BF3 est un adduit

Réactions d'oxydoréduction

Réaction d'oxydation-réduction (réduction-oxymore ):

Une réaction chimique dans laquelle les électrons sont transférés d'un réactif à un autre. L'état d'oxydation d'un atome, d'une molécule ou d'un ion change au cours d'une réaction d'oxydoréduction.

  • Oxydation : la particule devient plus chargée positivement (perte d'électrons) ⇒ l'état d'oxydation augmente
  • Réduction : la particule devient moins chargée positivement (gain d'électrons) ⇒ l'état d'oxydation diminue

 

Agent oxydant vs agent réducteur :

Agent oxydant : une espèce qui peut accepter des électrons ⇒ un agent oxydant est réduit dans une réaction d'oxydoréduction
Agent réducteur : une espèce qui peut donner des électrons ⇒ un agent réducteur est oxydé dans une réaction d'oxydoréduction
 

2 Fe (s) + 3 Cl2 (aq) → 2 Fe3+ (aq) + 6 Cl- (aq) est une réaction d'oxydoréduction

Fe devient Fe3+ pendant cette réaction ⇒ il donne des électrons ⇒ c'est l'agent réducteur
Cl2 devient Cl- pendant cette réaction ⇒ il gagne des électrons ⇒ c'est l'agent oxydant

Vérifiez vos connaissances sur ce chapitre

Une réaction chimique est la transformation d'une ou plusieurs substances en différentes substances présentant des propriétés différentes. Les signes indiquant qu'une réaction chimique s'est produite peuvent inclure l'évolution d'un gaz, la formation d'un précipité, un changement de température, un changement de couleur, l'émission de lumière ou un changement d'énergie du système. Ces signes indiquent que des liaisons chimiques ont été rompues et de nouvelles liaisons ont été formées, modifiant la composition des substances initiales.

  • Les formules chimiques des réactifs sont du côté gauche 
  • Les formules chimiques des produits sont du côté droit
  • Reactifs et produits sont séparés par une flèche
  • La formule chimique de chaque substance est séparée des autres par un signe '+'

Il est important d'équilibrer les équations chimiques afin de respecter la loi de conservation de la masse, qui énonce que la masse n'est ni créée ni détruite lors d'une réaction chimique. L'équilibrage des équations garantit que le même nombre de chaque type d'atome est présent à la fois du côté des réactifs et du côté des produits de l'équation, ce qui indique que la masse du système est constante.

 L'équilibrage des équations chimiques implique les étapes suivantes :

  1. Commencez par écrire l'équation chimique non équilibrée.

  2. Déterminez le nombre initial d'atomes pour chaque élément de chaque côté de la flèche.

  3. Ajustez les coefficients des composés avant de changer les coefficients des éléments individuels.

  4. Enfin, pensez à équilibrer les atomes d'oxygène ou d'hydrogène.

  5. Enfin, vérifiez l'équation pour vous assurer que les coefficients stœchiométriques ne peuvent pas être réduits davantage.

Les principaux types de réactions chimiques sont :

  • Combinaison: 2 réactifs ou plus se combinent pour former un produit unique
  • Décomposition: 1 substance se décompose pour former 2 produits ou plus
  • Remplacement simple: un élément plus réactif remplace un autre élément dans un réactif
  • Remplacement double: les cations et les anions de 2 composés échangent leurs places
  • Combustion: un composé (généralement un alcane) réagit avec O2 pour produire CO2, H2O et de l'énergie (sous forme de chaleur et de lumière)

Pour équilibrer une réaction de combustion :

  • Tout d'abord, écrire l'équation non équilibrée avec le composé organique et l'oxygène en tant que réactifs et le dioxyde de carbone et l'eau en tant que produits
  • Ensuite, équilibrer le nombre d'atomes de carbone en ajustant les coefficients devant CO2
  • Ensuite, équilibrer l'hydrogène en ajustant les coefficients d'eau (H2O)
  • Enfin, ajuster les molécules d'oxygène (O2) pour équilibrer les atomes d'oxygène des deux côtés de l'équation.

S'il y a un nombre impair d'atomes d'oxygène après avoir équilibré le carbone et l'hydrogène, il peut être nécessaire d'utiliser des coefficients fractionnaires au départ, qui peuvent être multipliés par deux à la fin pour éliminer les fractions.

Dans l'analyse de combustion, le composé organique inconnu est brûlé en présence d'excès d'oxygène, produisant du dioxyde de carbone et de l'eau comme principaux produits de combustion. En mesurant la masse de dioxyde de carbone et d'eau produits, les quantités de carbone et d'hydrogène dans le composé d'origine peuvent être déterminées. Ces données, ainsi que des informations sur la masse de l'échantillon d'origine, permettent de calculer la formule empirique du composé. Si la masse molaire du composé est connue, la formule moléculaire peut également être déterminée.

  • Selon Arrhenius, les acides et les bases sont identifiés par leur capacité à produire des ions H+ ou OH− dans les solutions aqueuses.
  • Dans la théorie de Bronsted, les substances sont reconnues comme des acides ou des bases en fonction de leur capacité à donner ou à accepter des protons.
  • Dans la théorie de Lewis, les acides sont identifiés comme des accepteurs de paires d'électrons et les bases comme des donneurs de paires d'électrons, indépendamment de la présence de protons.

La théorie de Bronsted-Lowry définit les acides comme des donneurs de protons et les bases comme des accepteurs de protons, étendant le concept au-delà de la définition d'Arrhenius qui limite les acides aux substances qui produisent des ions hydrogène dans l'eau et les bases aux substances qui produisent des ions hydroxyde dans l'eau. Cette définition plus large permet de classer les substances comme des acides ou des bases dans les solutions non aqueuses et même dans les réactions où il n'y a pas d'eau. De plus, elle tient compte du rôle des substances qui peuvent agir à la fois comme acides et bases, appelées espèces amphiprotes.

Le degré d'oxydation indique le degré d'oxydation d'un atome dans un composé chimique. L'oxydation implique une augmentation de l'état d'oxydation due à la perte d'électrons, tandis que la réduction implique une diminution de l'état d'oxydation due au gain d'électrons. En comparant les états d'oxydation d'un élément avant et après une réaction, vous pouvez déterminer s'il a été oxydé (état d'oxydation augmenté) ou réduit (état d'oxydation diminué).

Dans la réaction Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu, le zinc passe d'un état d'oxydation de 0 dans Zn à +2 dans ZnSO4, ce qui indique qu'il a été oxydé, tandis que le cuivre est réduit de +2 dans CuSO4 à 0 dans Cu.

Un agent oxydant est caractérisé par sa capacité à accepter des électrons et à subir une réduction dans une réaction d'oxydo-réduction, tandis qu'un agent réducteur est défini par sa capacité à donner des électrons et à être oxydé dans le processus.