Réactions chimiques, Aspects quantitatifs Pr. Boudier 

Chimie Générale - Résumé Express

Ce document propose un récapitulatif des concepts fondamentaux en chimie, essentielles pour l'UE Spé Pharmacie.

I. Stœchiométrie

A. Notion de mole

• Définition : Une mole est une quantité de substance contenant entités.

• Nombre d'Avogadro () : Cette valeur est , un nombre incroyablement grand !

• Application : La mole s'applique aux molécules, ions, protons, électrons.

• Exemple pour H₂O :

  • 1 mol de molécules H₂O = molécules H₂O

  • 2 mol d'atomes H = atomes H

  • 1 mol d'atomes O = atomes O

B. Application à des composés chimiques

• Détermination de formule moléculaire : Basée sur le pourcentage massique et les masses atomiques.

  • Exemple ZnO : Si 80,3% Zn (65,38g/mol) et 19,7% O (16,00g/mol) dans 100g, on trouve 1,23 mol de Zn et 1,23 mol de O. La formule est donc ZnO.

C. Application aux réactions chimiques

• Écriture d'une réaction bilan :

  1. Écrire les formules des composés avec leur état (g, l, s, aq).

  2. Utiliser une double flèche () par défaut pour l'équilibre (si le sens n'est pas connu).

  3. Vérifier la stœchiométrie :

     • Principe de Lavoisier : Équilibre en nombre de moles de chaque élément.

     • Équilibre des charges.

• Exemple de synthèse d'ammoniac :

• Interprétation stœchiométrique :

  Interprétation	3 H₂	+ N₂	2 NH₃
  Moléculaire	3 molécules	+ 1 molécule	2 molécules
  Molaire	3 moles	+ 1 mole	2 moles
  Rôles	Réactifs		Produits

• Conservation de la masse : La masse totale des réactifs doit être égale à la masse totale des produits.

  Élément	3 H₂	+ N₂	2 NH₃
  Molaire	3 moles	+ 1 mole	2 moles
  Massique	3 (2 1) = 6 g	1 (2 14) = 28 g	2 (14 + 3 1) = 34 g
  Total	6 + 28 = 34 g		34 g

II. Constante d'Équilibre (K)

A. Calcul de K

• Définition générale :

• Exposants : Les coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée.

• Expression en activités (a) : Toujours exprimer K avec les activités chimiques d'abord.

  • : coefficient d'activité (tend vers 1 pour les systèmes idéaux).

  • : fraction molaire, pression partielle, ou concentration selon l'état physique.

  • Hypothèses pour l'activité :

    • Gaz parfaits : (où bar).

    • Liquides et solides purs : .

    • Solutés dilués : .

  • Exemple :

    • En pressions partielles :

    • En concentrations molaires () :

  • Relation K et K_c :

    • : constante des gaz parfaits.

    • : température absolue (en Kelvin).

    • .

    • ATTENTION : aboutit à K, pas K.

  B. Sens de la réaction en fonction de K

  • Grandes valeurs de K () : L'équilibre favorise la formation des produits.

    • Flèche unique vers la droite :

  • Valeurs intermédiaires de K ( à ) : Ni réactifs ni produits ne sont favorisés de manière significative.

    • Double flèche :

    • C'est l'écriture par défaut si K est inconnu.

  • Petites valeurs de K () : L'équilibre favorise la formation des réactifs.

    • Flèche unique vers la gauche :

  C. Notion d'équilibre dynamique

  • Caractéristiques :

    • Les réactions directe et inverse se produisent simultanément.

    • Les vitesses des réactions directe et inverse sont égales.

    • Les concentrations nettes des espèces ne changent plus.

  • Observation : Au début, formation rapide des produits (si K est grand), puis stabilisation des concentrations à l'équilibre.

  • Influence de la température : La valeur de K change uniquement avec la température.

    T [K]	K (pressions partielles)	K (concentrations molaires)
    298
    400	41
    500		62

  III. Similitude de réactivité en fonction des familles chimiques

  • Règle générale : Les éléments dans la même colonne du tableau périodique (même famille) ont des propriétés chimiques similaires.

  • Exemple: Lithium (Li), Sodium (Na), Potassium (K) (Métaux alcalins)

    • Moins denses que l'eau, mous, points de fusion bas (C).

    • Réaction avec le chlore (Cl₂) : Forme des solides blancs inertes et ioniques (ex: ).

      • Dissociation dans l'eau :

    • Réaction avec l'eau (H₂O) : Forme des hydroxydes (bases fortes) et de l'hydrogène gazeux (ex: ).

      • Sont ioniques, corrosifs et augmentent le pH de l'eau.

  IV. Avancement d'une Réaction

  • Tableau d'avancement : Permet de suivre les quantités de réactifs et produits au cours du temps.

    • Exemple estérification :

      		+		+
      t = 0 min	1 mol	1 mol	0	0
      t = x min	0,5 mol	0,5 mol	0,5 mol	0,5 mol

  • Théorie vs. Pratique :

    • Théorie : Disparition totale des réactifs et formation totale des produits (rendement 100%).

    • Pratique : Rarement 100% car la réaction inverse se produit toujours et des pertes existent.

  V. Rendement d'une Réaction

  • Définition : Quantité maximale de produit obtenable à partir d'une quantité donnée de réactifs.

  • Rendement théorique : Calculé à partir des données initiales (pesées).

  • Rendement obtenu (pratique) : Quantité réellement obtenue.

    • Il est presque toujours inférieur à 100% (pertes, réactions compétitives, etc.).

  • Formule de calcul :

  • Exemple Nitrate de potassium:

    • Théorie: De 24,0g (0,238 mol) on devrait former 0,238 mol de .

    • Pratique: On obtient 13,4g de (0,158 mol).

    • Rendement =

  VI. Le Réactif Limitant

  • Définition : Le réactif introduit en défaut dans le milieu réactionnel. Sa consommation totale arrête la réaction.

  • Rôle : Régit le rendement maximal en produit.

  • Exemple Synthèse d'ammoniac :

    • Si 1 mol de et 2 mol de : est le réactif limitant (il manque 1 mol de ).

  • Autre exemple avec masses : Si 100 kg de (50000 mol) et 800 kg de (28571 mol), on doit comparer les rapports stœchiométriques.

    • : mol

    • : mol

    • Le réactif limitant est .

  VII. La Pureté

  • Problématique Pharmaceutique : S'assurer que le produit d'intérêt est majoritaire et exempt d'impuretés.

  • Normes : Pour un principe actif (ex: paracétamol), la pureté doit être entre 95% et 105% pour la fabrication d'un produit fini.

  • Impuretés : Pas plus de 5% ; moins si l'impureté est toxique.

  • Contrôles Qualité : Essentiels en fin de synthèse. Les procédures sont détaillées dans la Pharmacopée Européenne.

  • Différences de focus :

    • Chimie organique/synthèse : rendement de la réaction.

    • Chimie analytique/contrôle : pureté du médicament.

  VIII. Dilution

  • Définition : Opération visant à diminuer la concentration d'une solution en augmentant son volume (généralement en ajoutant du solvant).

  • Méthodes de calcul :

    1. Calcul de la quantité de matière : Déterminer la quantité de matière prélevée, puis la diviser par le volume final.

       • Ex: 5mL de NaCl à 0,1 M contiennent 0,5 mmol. Dilués dans 50mL 0,5 mmol / 50 mL = 0,01 M.

    2. Facteur de dilution : . Appliquer ce facteur à la concentration initiale.

       • Ex: . .

    3. Formule :

       • Ex: .

  IX. Composés à Connaître

  • Les listes des composés à connaître pour les PASS et LAS sont disponibles sur Arche.

  X. Points Clés à Maîtriser (Récapitulatif)

  La maîtrise de la stœchiométrie, des constantes d'équilibre et de leur sens, du rendement et du réactif limitant est fondamentale pour tout le cursus pharmaceutique.