Rappel : masse molaire

  • La masse molaire (notée M) d'une espèce chimique est la masse d'un mole de cette espèce chimique :

    son unité est g / mol ou g.mol-1.

  • La molécule d'eau H2O est constituée de 2 atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène.

  • La masse molaire de la molécule d'eau H2O se calcule à partir de la relation suivante :

    M(H2O) = 2 x M(H) + 1 x M(O)

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Quelques relations utiles...

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  • Pour un solide de masse " m " :

    m = n x M

    Unités : masse en gramme (g) , n en mole " mol " et masse molaire M en g.mol-1.

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  • Pour un liquide pur de volume V :

    la masse " m " d'un volume V de liquide dépend de sa masse volumique ρ (rho) : m = ρ x V

    Unités : m en " g ", V en litre " L " et ρ en g.L-1

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  • Pour un liquide dissout en solution :

la quantité de matière est proportionnelle à la concentration molaire du solide dissout pour un volume V de solution :

n = c x V

Unités : n en mole (mol) et c en " mol . L-1 " et V en litre " L "

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  • La concentration massique " Cm " de l'espèce dissoute est liée à la masse qui a été dissoute pour un volume V de solution :

    m = Cm x V

    Unités : m en gramme, V en litre et Cm en g . L-1

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  • Pour un gaz :

    Le volume V d'un gaz dépend du volume molaire Vm des gaz dans les conditions de température et de pression où se trouve le gaz.

    V = n x Vm

    Unités : V en litre " L ", n en mole (mol) et Vm en " L . mol-1 "

    Remarque : le volume molaire est indépendant de la nature du gaz, mais varie en fonction de la température et de la pression.

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Complément : proportions stœchiométriques

  • Lorsque les réactifs réagissent totalement, on dit qu'ils sont dans des proportions stœchiométriques.

  • Lorsqu'un réactif régit totalement, on dit qu'il est "limitant", il empêche la réaction de se poursuivre lorsqu'il est totalement consommé.

    Un réactif est en excès lorsqu'il en reste à la fin de la transformation chimique.

  • Lorsqu'une espèce chimique n'intervient pas dans une réaction, on dit qu'elle est spectatrice.

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Attention : bilan de matière

Le bilan de matière permet d'indiquer dans quelles proportions les réactifs réagissent entre eux et dans quelles proportions les produits se forment en fonction des coefficients stœchiométriques de l'équation de réaction.

Équation de réaction : a A + b B ---> c C + d D

Les coefficients stœchiométriques sont a, b, c et d.

Dans les proportions stœchiométriques, les quantités de matière de réactifs n(A) et n(B) sont reliées aux quantités de matière de produits n(C) et n(D) par la relation suivante :

\(\frac{n(A)}{a}=\frac{n(B)}{b}=\frac{n(C)}{c}=\frac{n(D)}{d}\)

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Rappel : vocabulaire sur l'oxydoréduction

  • Pour chaque couple Oxydant / Réducteur, on peut écrire une demi-équation d'oxydoréduction du type :

    Ox + n e- = Red

    où " n " représente le nombre d'électrons échangés

    Le réducteur est toujours placé à gauche dans le couple et l'oxydant à droite.

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  • Un réducteur est une espèce chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.

    Exemple :

    Le métal cuivre est réducteur : Cu = Cu2+ + 2 e-

    On a le couple Cu2+ / Cu

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  • Un oxydant est une espèce chimique capable degagner un ou plusieurs électrons.

    L'ion iodure est oxydant : 2 I- + 2e- = I2

    On a le couple I- / I2

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  • L'oxydant subit une réduction (gain d'électron) pour former le réducteur alors que le réducteur subit une réaction d'oxydation (perte d'électrons).

  • Au cours d'une réaction d'oxydoréduction, il y a toujours un transfert d'électrons entre les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu.

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