Chapitre 8 – Transformations chimiques : combustions, oxydo-réduction et acido-basique
Chapitre 8 | Terminale STI2D — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
⏱ Durée de lecture estimée : ~22 min
Objectifs du chapitre :
- Déterminer l'énergie échangée avec le milieu extérieur lors d'une combustion complète.
- Identifier l'oxydant et le réducteur mis en jeu dans une pile, un accumulateur ou une pile à combustible.
- Écrire les demi-équations électroniques et l'équation d'oxydo-réduction, et les exploiter pour un bilan de matière (charge/décharge d'un accumulateur, pile à combustible).
- Définir un acide (donneur de proton) et une base (accepteur de proton) ; identifier un couple acide-base.
- Exploiter la relation entre \([\text{H}_3\text{O}^+]\) et le pH : \(\text{pH}=-\log[\text{H}_3\text{O}^+]\) et \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-\text{pH}}\).
- Prévoir le sens d'évolution du pH lors de la dilution d'une solution acide ou basique.
- Écrire l'équation d'une réaction acido-basique, les couples étant donnés.
Situation. Une chaudière brûle du gaz naturel pour chauffer un bâtiment, une batterie stocke l'électricité d'un véhicule, une pile à hydrogène alimente un bus, et le traitement de l'eau d'une piscine ajuste son acidité : ces quatre exemples industriels reposent tous sur des transformations chimiques. Selon le cas, elles échangent de l'énergie (combustion), transfèrent des électrons (oxydo-réduction) ou des protons (acido-basique). Savoir écrire et exploiter ces transformations permet de calculer une énergie libérée, de réaliser un bilan de matière dans un générateur ou de contrôler le pH d'une solution.
1. Bilan énergétique d'une combustion complète
Définition — combustion complète
Une combustion est la réaction d'un combustible (alcane, alcène ou alcool) avec un comburant, le dioxygène \(\text{O}_2\) de l'air. Elle est dite complète lorsque le carbone du combustible est entièrement transformé en dioxyde de carbone \(\text{CO}_2\) et l'hydrogène en eau \(\text{H}_2\text{O}\).
\(\text{combustible}+\text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2+\text{H}_2\text{O}\)
Une combustion complète libère de l'énergie vers le milieu extérieur : elle est exothermique.
Méthode — équilibrer une équation de combustion
- Équilibrer les atomes de carbone (C) avec le \(\text{CO}_2\).
- Équilibrer les atomes d'hydrogène (H) avec l'\(\text{H}_2\text{O}\).
- Équilibrer les atomes d'oxygène (O) en ajustant le coefficient de \(\text{O}_2\) (coefficient fractionnaire autorisé).
Définition — énergie échangée lors d'une combustion
On modélise l'énergie libérée par le pouvoir calorifique (ou énergie molaire de combustion) \(E_m\), exprimé en J·mol\(^{-1}\) (ou l'énergie massique \(E_{massique}\) en J·kg\(^{-1}\)). L'énergie \(E\) échangée avec le milieu extérieur pour \(n\) moles (ou \(m\) kilogrammes) de combustible brûlé vaut :
\(E = n\times E_m \qquad\text{ou}\qquad E = m\times E_{massique}\)
Comme la réaction est exothermique, cette énergie est cédée au milieu extérieur (comptée positivement quand on parle de l'énergie libérée).
Exemple travaillé — combustion du propane. Le propane \(\text{C}_3\text{H}_8\) a une énergie molaire de combustion \(E_m=2{,}22\times10^{6}\ \text{J·mol}^{-1}\).
Équation équilibrée : \(\text{C}_3\text{H}_8+5\,\text{O}_2 \longrightarrow 3\,\text{CO}_2+4\,\text{H}_2\text{O}\) (C : 3 = 3 ; H : 8 = 8 ; O : 10 = 6 + 4).
Pour \(n=2{,}0\ \text{mol}\) de propane brûlé : \(E = n\times E_m = 2{,}0\times2{,}22\times10^{6}=4{,}44\times10^{6}\ \text{J}\approx4{,}4\ \text{MJ}\).
On forme \(3\times2{,}0=6{,}0\ \text{mol}\) de \(\text{CO}_2\), gaz à effet de serre : la quantité de \(\text{CO}_2\) rejetée est proportionnelle à la quantité de combustible brûlé.
Équation équilibrée : \(\text{C}_3\text{H}_8+5\,\text{O}_2 \longrightarrow 3\,\text{CO}_2+4\,\text{H}_2\text{O}\) (C : 3 = 3 ; H : 8 = 8 ; O : 10 = 6 + 4).
Pour \(n=2{,}0\ \text{mol}\) de propane brûlé : \(E = n\times E_m = 2{,}0\times2{,}22\times10^{6}=4{,}44\times10^{6}\ \text{J}\approx4{,}4\ \text{MJ}\).
On forme \(3\times2{,}0=6{,}0\ \text{mol}\) de \(\text{CO}_2\), gaz à effet de serre : la quantité de \(\text{CO}_2\) rejetée est proportionnelle à la quantité de combustible brûlé.
Combustion complète ou incomplète
Si le dioxygène est en défaut, la combustion est incomplète : elle produit du monoxyde de carbone \(\text{CO}\) (toxique) et/ou du carbone \(\text{C}\) (suies), et libère moins d'énergie. Dans ce chapitre, on se limite aux combustions complètes.
Mini-exercice 1. Le butane \(\text{C}_4\text{H}_{10}\) brûle complètement dans le dioxygène. (a) Équilibrer l'équation. (b) Combien de moles de \(\text{CO}_2\) forme-t-on par mole de butane ?
(a) \(\text{C}_4\text{H}_{10}+\dfrac{13}{2}\,\text{O}_2 \longrightarrow 4\,\text{CO}_2+5\,\text{H}_2\text{O}\) (ou \(2\,\text{C}_4\text{H}_{10}+13\,\text{O}_2 \longrightarrow 8\,\text{CO}_2+10\,\text{H}_2\text{O}\)). Vérification O : \(2\times\frac{13}{2}=13=8+5\). (b) On forme 4 mol de \(\text{CO}_2\) par mole de butane.
Mini-exercice 2. Une chaudière brûle \(m=0{,}50\ \text{kg}\) de méthane d'énergie massique \(E_{massique}=5{,}0\times10^{7}\ \text{J·kg}^{-1}\). Calculer l'énergie libérée.
\(E = m\times E_{massique}=0{,}50\times5{,}0\times10^{7}=2{,}5\times10^{7}\ \text{J}=25\ \text{MJ}\).
2. Oxydo-réduction : oxydant, réducteur, couples
Définition — oxydant et réducteur
Une réaction d'oxydo-réduction est un transfert d'électrons entre espèces chimiques.
- Un réducteur est une espèce qui cède un ou plusieurs électrons (il est oxydé).
- Un oxydant est une espèce qui capte un ou plusieurs électrons (il est réduit).
Définition — couple oxydant/réducteur et demi-équation
Un couple oxydant/réducteur, noté \(\text{Ox}/\text{Red}\), rassemble un oxydant et le réducteur qui se transforment l'un en l'autre par échange d'électrons. La demi-équation électronique s'écrit :
\(\text{Ox}+n\,\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Red}\)
Exemples : \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\) : \(\ \text{Cu}^{2+}+2\,\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Cu}\) ; \(\ \text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\) : \(\ \text{Zn}^{2+}+2\,\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Zn}\).
Méthode — équation d'oxydo-réduction à partir de deux couples
- Écrire les deux demi-équations dans le sens réel (le réducteur cède, l'oxydant capte).
- Multiplier chaque demi-équation pour que le nombre d'électrons cédés = nombre d'électrons captés.
- Additionner : les électrons s'éliminent. Vérifier la conservation des atomes et des charges.
Exemple travaillé — réaction entre le zinc et les ions cuivre. Couples \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\) et \(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\). Le zinc (réducteur) cède ses électrons, l'ion cuivre (oxydant) les capte :
Oxydation : \(\text{Zn} \longrightarrow \text{Zn}^{2+}+2\,\text{e}^-\)
Réduction : \(\text{Cu}^{2+}+2\,\text{e}^- \longrightarrow \text{Cu}\)
Oxydation : \(\text{Zn} \longrightarrow \text{Zn}^{2+}+2\,\text{e}^-\)
Réduction : \(\text{Cu}^{2+}+2\,\text{e}^- \longrightarrow \text{Cu}\)
\(\text{Zn}+\text{Cu}^{2+} \longrightarrow \text{Zn}^{2+}+\text{Cu}\)
Vérification des charges : à gauche \(0+(+2)=+2\) ; à droite \((+2)+0=+2\). L'équation est équilibrée en atomes et en charges.
Mini-exercice 3. Dans la réaction \(\text{Fe}+\text{Cu}^{2+} \longrightarrow \text{Fe}^{2+}+\text{Cu}\), identifier l'oxydant et le réducteur, et vérifier la conservation des charges.
Le fer \(\text{Fe}\) cède 2 électrons : c'est le réducteur (oxydé en \(\text{Fe}^{2+}\)). L'ion \(\text{Cu}^{2+}\) capte 2 électrons : c'est l'oxydant (réduit en \(\text{Cu}\)). Charges : à gauche \(0+2=+2\), à droite \(+2+0=+2\) : équilibré.
3. Piles, accumulateurs et pile à combustible
Définition — pile et accumulateur
Une pile et un accumulateur convertissent de l'énergie chimique en énergie électrique grâce à une réaction d'oxydo-réduction. La différence : un accumulateur est rechargeable (la réaction peut être inversée par un courant imposé), une pile ne l'est pas.
- À la borne − (anode) se produit l'oxydation : le réducteur y cède ses électrons.
- À la borne + (cathode) se produit la réduction : l'oxydant y capte les électrons.
Charge et décharge d'un accumulateur
Lors de la décharge (l'accumulateur alimente un appareil), la réaction d'oxydo-réduction se fait dans le sens qui produit du courant. Lors de la charge, un générateur extérieur impose un courant qui inverse la réaction : les équations de charge et de décharge sont opposées. On exploite ces équations pour un bilan de matière (quantités d'espèces consommées ou formées).
Exemple — bilan de matière d'un accumulateur au plomb (simplifié). À l'électrode négative, couple \(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}\). En décharge, le plomb est oxydé :
\(\text{Pb} \longrightarrow \text{Pb}^{2+}+2\,\text{e}^-\).
Pour former \(n=0{,}10\ \text{mol}\) d'ions \(\text{Pb}^{2+}\), l'équation montre qu'il faut consommer \(0{,}10\ \text{mol}\) de \(\text{Pb}\) et libérer \(2\times0{,}10=0{,}20\ \text{mol}\) d'électrons. En charge, la réaction inverse reforme le plomb métallique : \(\text{Pb}^{2+}+2\,\text{e}^- \longrightarrow \text{Pb}\).
\(\text{Pb} \longrightarrow \text{Pb}^{2+}+2\,\text{e}^-\).
Pour former \(n=0{,}10\ \text{mol}\) d'ions \(\text{Pb}^{2+}\), l'équation montre qu'il faut consommer \(0{,}10\ \text{mol}\) de \(\text{Pb}\) et libérer \(2\times0{,}10=0{,}20\ \text{mol}\) d'électrons. En charge, la réaction inverse reforme le plomb métallique : \(\text{Pb}^{2+}+2\,\text{e}^- \longrightarrow \text{Pb}\).
Définition — pile à combustible dihydrogène/dioxygène
Une pile à combustible \(\text{H}_2/\text{O}_2\) produit de l'électricité en faisant réagir en continu du dihydrogène (combustible, apporté à la borne −) et du dioxygène (comburant, apporté à la borne +). Les demi-équations (en milieu acide) sont :
borne − (oxydation) : \(\text{H}_2 \longrightarrow 2\,\text{H}^+ + 2\,\text{e}^-\)
borne + (réduction) : \(\text{O}_2 + 4\,\text{H}^+ + 4\,\text{e}^- \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}\)
En équilibrant les électrons (\(\times2\) pour la première), l'équation globale est :
borne + (réduction) : \(\text{O}_2 + 4\,\text{H}^+ + 4\,\text{e}^- \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}\)
\(2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}\)
Le seul produit est de l'eau : la pile à combustible ne rejette pas de \(\text{CO}_2\).
Mini-exercice 4. Dans une pile à combustible \(\text{H}_2/\text{O}_2\), on consomme \(n(\text{H}_2)=4{,}0\ \text{mol}\) de dihydrogène. À l'aide de l'équation globale \(2\,\text{H}_2+\text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}\), calculer la quantité de \(\text{O}_2\) consommée et d'eau formée.
Les coefficients donnent les proportions : \(2\,\text{H}_2\) pour \(1\,\text{O}_2\) et \(2\,\text{H}_2\text{O}\). Donc \(n(\text{O}_2)=\dfrac{n(\text{H}_2)}{2}=\dfrac{4{,}0}{2}=2{,}0\ \text{mol}\) et \(n(\text{H}_2\text{O})=n(\text{H}_2)=4{,}0\ \text{mol}\).
4. Acides, bases et couples acide-base
Définition — acide et base (Brønsted)
- Un acide est une espèce capable de céder un proton \(\text{H}^+\) : c'est un donneur de proton.
- Une base est une espèce capable de capter un proton \(\text{H}^+\) : c'est un accepteur de proton.
Définition — couple acide-base
Un couple acide-base, noté \(\text{AH}/\text{A}^-\), rassemble un acide \(\text{AH}\) et sa base conjuguée \(\text{A}^-\), reliés par l'échange d'un proton :
\(\text{AH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}^+\)
Exemples de couples : \(\text{CH}_3\text{COOH}/\text{CH}_3\text{COO}^-\) (acide éthanoïque / ion éthanoate) ; \(\text{NH}_4^+/\text{NH}_3\) (ion ammonium / ammoniac) ; \(\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}\) ; \(\text{H}_2\text{O}/\text{HO}^-\).
L'eau, acide ou base
L'eau appartient à deux couples : dans \(\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}\) elle est une base (elle capte \(\text{H}^+\)), et dans \(\text{H}_2\text{O}/\text{HO}^-\) elle est un acide (elle cède \(\text{H}^+\)). On dit qu'elle est amphotère.
Mini-exercice 5. Dans le couple \(\text{NH}_4^+/\text{NH}_3\), identifier l'acide et la base, et écrire l'échange de proton.
\(\text{NH}_4^+\) cède un proton : c'est l'acide. \(\text{NH}_3\) capte un proton : c'est la base. Échange : \(\text{NH}_4^+ \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}^+\).
5. Concentration en ions oxonium et pH
Définition — pH d'une solution aqueuse
Le pH mesure l'acidité d'une solution. Il est relié à la concentration en ions oxonium \([\text{H}_3\text{O}^+]\) (en mol·L\(^{-1}\)) par :
\(\text{pH}=-\log[\text{H}_3\text{O}^+] \qquad\Longleftrightarrow\qquad [\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-\text{pH}}\)
où \(\log\) est le logarithme décimal.
Échelle de pH (à 25 °C)
- \(\text{pH}\lt 7\) : solution acide (\([\text{H}_3\text{O}^+]\gt 10^{-7}\ \text{mol·L}^{-1}\)).
- \(\text{pH}=7\) : solution neutre (\([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-7}\ \text{mol·L}^{-1}\)).
- \(\text{pH}\gt 7\) : solution basique (\([\text{H}_3\text{O}^+]\lt 10^{-7}\ \text{mol·L}^{-1}\)).
Exemple travaillé — passer de \([\text{H}_3\text{O}^+]\) au pH et inversement.
(1) Une solution a \([\text{H}_3\text{O}^+]=1{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\). Alors \(\text{pH}=-\log(1{,}0\times10^{-3})=3{,}0\) : solution acide.
(2) Une solution a \(\text{pH}=8{,}5\). Alors \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-8{,}5}=3{,}2\times10^{-9}\ \text{mol·L}^{-1}\) : solution basique (\(\text{pH}\gt 7\)).
(1) Une solution a \([\text{H}_3\text{O}^+]=1{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\). Alors \(\text{pH}=-\log(1{,}0\times10^{-3})=3{,}0\) : solution acide.
(2) Une solution a \(\text{pH}=8{,}5\). Alors \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-8{,}5}=3{,}2\times10^{-9}\ \text{mol·L}^{-1}\) : solution basique (\(\text{pH}\gt 7\)).
Mini-exercice 6. (a) Calculer le pH d'une solution telle que \([\text{H}_3\text{O}^+]=2{,}0\times10^{-5}\ \text{mol·L}^{-1}\). (b) Cette solution est-elle acide ou basique ?
(a) \(\text{pH}=-\log(2{,}0\times10^{-5})=4{,}7\). (b) \(\text{pH}=4{,}7\lt 7\) : la solution est acide.
6. Dilution et évolution du pH
Sens d'évolution du pH lors d'une dilution
Diluer, c'est ajouter du solvant (de l'eau) : la concentration des ions diminue. Pour une solution acide, \([\text{H}_3\text{O}^+]\) diminue, donc le pH augmente (il se rapproche de 7). Pour une solution basique, le pH diminue (il se rapproche de 7). Dans tous les cas, la dilution rapproche le pH de la neutralité (7).
Dilution d'un acide \(\Rightarrow\) \([\text{H}_3\text{O}^+]\downarrow\) \(\Rightarrow\) pH \(\uparrow\)
Exemple. Une solution acide de \(\text{pH}=3\) est diluée 10 fois : \([\text{H}_3\text{O}^+]\) est divisée par 10 (\(10^{-3}\to10^{-4}\ \text{mol·L}^{-1}\)), donc le pH augmente de 1 unité, passant de 3 à 4. Le pH se rapproche bien de 7.
Diluer ≠ neutraliser
Diluer un acide fait monter son pH vers 7 mais ne le dépasse jamais : on ne rend pas une solution acide basique en la diluant. Pour dépasser 7, il faut neutraliser l'acide par une base (réaction acido-basique).
Mini-exercice 7. On dilue une solution basique de \(\text{pH}=11\). Le pH va-t-il augmenter ou diminuer ? Vers quelle valeur tend-il ?
Pour une solution basique, la dilution fait diminuer le pH : il se rapproche de la neutralité 7 (sans jamais devenir acide).
7. Équation d'une réaction acido-basique
Définition — réaction acido-basique
Une réaction acido-basique est un transfert de proton \(\text{H}^+\) de l'acide d'un couple \(\text{A}_1\text{H}/\text{A}_1^-\) vers la base d'un autre couple \(\text{A}_2\text{H}/\text{A}_2^-\).
\(\text{A}_1\text{H} + \text{A}_2^- \longrightarrow \text{A}_1^- + \text{A}_2\text{H}\)
L'acide du premier couple cède le proton ; la base du second couple le capte.
Méthode — écrire l'équation à partir des deux couples
- Écrire les deux demi-équations acide-base (chaque couple : \(\text{AH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}^+\)).
- Faire réagir l'acide d'un couple avec la base de l'autre.
- Additionner de sorte que le proton \(\text{H}^+\) s'élimine. Vérifier les atomes et les charges.
Exemple travaillé — acide éthanoïque et ammoniac. Couples \(\text{CH}_3\text{COOH}/\text{CH}_3\text{COO}^-\) et \(\text{NH}_4^+/\text{NH}_3\). L'acide \(\text{CH}_3\text{COOH}\) cède un proton, la base \(\text{NH}_3\) le capte :
\(\text{CH}_3\text{COOH} \longrightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+\)
\(\text{NH}_3 + \text{H}^+ \longrightarrow \text{NH}_4^+\)
\(\text{CH}_3\text{COOH} \longrightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+\)
\(\text{NH}_3 + \text{H}^+ \longrightarrow \text{NH}_4^+\)
\(\text{CH}_3\text{COOH} + \text{NH}_3 \longrightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{NH}_4^+\)
Charges : à gauche \(0+0=0\) ; à droite \((-1)+(+1)=0\). Atomes et charges sont conservés.
Mini-exercice 8. Écrire l'équation de la réaction entre l'acide chlorhydrique (couple \(\text{HCl}/\text{Cl}^-\), l'acide est \(\text{HCl}\)) et l'ion hydroxyde (couple \(\text{H}_2\text{O}/\text{HO}^-\), la base est \(\text{HO}^-\)). Vérifier les charges.
L'acide \(\text{HCl}\) cède \(\text{H}^+\), la base \(\text{HO}^-\) le capte : \(\text{HCl} + \text{HO}^- \longrightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_2\text{O}\). Charges : à gauche \(0+(-1)=-1\), à droite \((-1)+0=-1\) : équilibré. (En solution on écrit souvent \(\text{H}_3\text{O}^+ + \text{HO}^- \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}\).)
Erreurs fréquentes
- ❌ Oublier d'équilibrer l'oxygène dans une combustion → ✅ ajuster le coefficient de \(\text{O}_2\) en dernier (fraction autorisée).
- ❌ Confondre oxydant et réducteur → ✅ le réducteur cède les électrons, l'oxydant les capte.
- ❌ Écrire une équation non équilibrée en charges → ✅ vérifier atomes et charges des deux côtés.
- ❌ Écrire \(\text{pH}=\log[\text{H}_3\text{O}^+]\) sans le signe moins → ✅ \(\text{pH}=-\log[\text{H}_3\text{O}^+]\).
- ❌ Croire que diluer un acide le rend basique → ✅ le pH monte vers 7 mais ne dépasse jamais 7 par simple dilution.
- ❌ Confondre acide (donneur de \(\text{H}^+\)) et oxydant (capteur d'e⁻) → ✅ acido-basique = proton, oxydo-réduction = électron.
À retenir
- Combustion complète : \(\text{combustible}+\text{O}_2\to\text{CO}_2+\text{H}_2\text{O}\), exothermique ; énergie libérée \(E=n\times E_m\) (ou \(m\times E_{massique}\)).
- Oxydo-réduction : transfert d'électrons ; réducteur cède, oxydant capte ; couple \(\text{Ox}/\text{Red}\), demi-équation \(\text{Ox}+n\,\text{e}^-\rightleftharpoons\text{Red}\).
- Dans une pile/accumulateur : oxydation à la borne −, réduction à la borne + ; charge et décharge = équations opposées (bilan de matière).
- Pile à combustible \(\text{H}_2/\text{O}_2\) : \(2\,\text{H}_2+\text{O}_2\to2\,\text{H}_2\text{O}\), seul rejet = eau.
- Acide = donneur de \(\text{H}^+\), base = accepteur ; couple \(\text{AH}/\text{A}^-\).
- \(\text{pH}=-\log[\text{H}_3\text{O}^+]\) et \([\text{H}_3\text{O}^+]=10^{-\text{pH}}\) ; \(\text{pH}\lt 7\) acide, \(=7\) neutre, \(\gt 7\) basique.
- Diluer un acide \(\Rightarrow\) pH augmente vers 7 ; diluer une base \(\Rightarrow\) pH diminue vers 7.
- Réaction acido-basique : transfert de \(\text{H}^+\), \(\text{A}_1\text{H}+\text{A}_2^-\to\text{A}_1^-+\text{A}_2\text{H}\), équilibrée en atomes et charges.