Leçons de niveau 11

Transformations de la matière/La réaction chimique et son équation

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La réaction chimique et son équation
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Chapitre no 4
Leçon : Transformations de la matière
Chap. préc. :Transformation des atomes
Chap. suiv. :Bilan de matière, avancement et tableau d'avancement

Exercices :

Stœchiométrie
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Transformations de la matière/La réaction chimique et son équation
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Qu’est ce qu'une transformation chimique ?[modifier | modifier le wikicode]

Exemple[modifier | modifier le wikicode]

On introduit dans une solution incolore de nitrate d'argent, un fil de cuivre.

Au bout de quelques minutes, on observe la formation sur le fil de cuivre, d'un solide gris à l'éclat métallique. La solution initialement incolore se tinte progressivement en bleu : de l’argent métallique et des ions Cu²⁺ se sont formés.

Notion de système chimique[modifier | modifier le wikicode]


Exemple : dans l'état initial, le système chimique est décrit comme suit :

  • Ag⁺(aq) ; ni( Ag⁺ )
  • NO₃⁻(aq) ; ni( NO₃⁻ )
  • Cu(s) ; ni( Cu )
  • H2O(l) en excès
  • T = 20° C
  • p = 1015 hPa


La transformation chimique[modifier | modifier le wikicode]

Il y a transformation chimique lorsqu'un système chimique évolue d'un état initial vers un état final.

Au cours d'une transformation chimique, la nature des espèces chimiques présentes dans le système change :

  • des espèces chimiques présentes dans l'état initial disparaissent (Ag⁺ et Cu). Elles sont consommées pendant la transformation : ce sont les réactifs
  • de nouvelles espèces présentes dans l'état final apparaissent (Ag et Cu²⁺). Elles se forment pendant la transformation chimique : ce sont les produits.

Modéliser une transformation chimique[modifier | modifier le wikicode]

La réaction chimique[modifier | modifier le wikicode]


L'équation de la réaction[modifier | modifier le wikicode]

Écriture d'une équation[modifier | modifier le wikicode]

  • On écrit les formules brutes des réactifs et des produits ( on précise en indice leur état physique ) : les réactifs sont à gauche de l'équation, les produits à droite.
  • Entre les réactifs et les produits, une flèche indique le sens d'évolution du système chimique si l'on est en présence d'une étape élémentaire ou bien un signe = indique le sens d'évolution du système chimique si l'on est en présence d'un bilan de réaction.
exemple
H• + Cl• → HCl
un atome d'hydrogène rentre en collision avec un atome de chlore pour donner une molécule d'acide chlorhydrique HCl. C'est une étape élémentaire qui existe réellement.
CH4 + 2 O2 = + 2 H2O
c'est la combustion du méthane par l'oxygène. Ici, c'est un bilan de plusieurs réactions élémentaires.
  • On exprime la conservation des éléments au cours d'une réaction chimique :
Au cours d'une réaction chimique, le nombre d'atomes formant les réactifs est identique au nombre d'atomes formant les produits.
νa A + νb B → νc C + νd D

νa, νb, νc et νd sont les coefficients stœchiométriques de la réaction. En ajustant ces coefficients, on équilibrera l’équation pour respecter la conservation des éléments .


Exemple: Combustion de l'Octane

octane + dioxygène = gaz carbonique + eau

si on écrit:

Début d’une formule chimique
C8H18
Fin d’une formule chimique
+
Début d’une formule chimique
O2
Fin d’une formule chimique
=
Début d’une formule chimique
CO2
Fin d’une formule chimique
+
Début d’une formule chimique
H2O
Fin d’une formule chimique

alors, cette réaction ne respecte pas la conservation des atomes car elle n’est pas équilibrée: il n'y a pas le même nombre d’atomes dans les réactifs et les produits ! En effet:

- Dans les réactifs, il y a 8 atomes de carbone, et seulement 1 dans les produits.

- Dans les réactifs, il y a 18 atomes d'hydrogène, et seulement 2 dans les produits.

- Dans les réactifs, il y a 2 atomes d'oxygène, et 3 dans les produits.

→ Il faut l'équilibrer en ajustant les coefficients. On obtient:

C8 H18 +
Début d’une formule chimique
O2
Fin d’une formule chimique
= 8
Début d’une formule chimique
CO2
Fin d’une formule chimique
+ 9 H2O
NB: Le coefficient est ajouté devant le dioxygène O2 dans les réactifs car il y a, en tout, 25 atomes d'oxygène dans les produits (8 O2 + 9 O). Soit O2, dans les réactif, ce qui correspond à 25 atomes d'oxygène.

On peut également, pour raisons d'esthétique, éliminer la fraction, en multipliant tous les coefficients par deux:

2 C8 H18 + 25
Début d’une formule chimique
O2
Fin d’une formule chimique
= 16
Début d’une formule chimique
CO2
Fin d’une formule chimique
+ 18
Début d’une formule chimique
H2O
Fin d’une formule chimique
  • Extension 1: La masse moléculaire molaire se conserve-t-elle toujours lors d'une réaction chimique ?

Nous allons voir qu'oui. Reprenons l'exemple de la combustion de l'Octane: basons nous sur l'équation équilibrée (et donc en tenant compte des coefficients stœchiométriques).

• Masse molaire de C8H18 : (8 x 12 g) + (18 x 1 g) = 114 g

• Masse molaire de O2 : 2 x 16 g = 32 g

♦ Masse de réactifs = 114 + ( x 32 g) = 1 028 g

• Masse molaire de  : (1 x 12 g) + (2 x 16 g) = 44 g

• Masse molaire de H2O : (2 x 1 g) + (1 x 16 g) : 18 g

♦ Masse de produits = (8 x 44 g) + (9 x 18 g) = 1 028 g

→ La masse moléculaire se conserve bien pendant une réaction chimique

  • Extension 2: Le nombre de mole se conserve-t-il toujours pendant une réaction chimique ?

Là, nous allons voir que ce n’est pas toujours le cas. Prenons cette équation:

N2 + 3H2 = 2 N(1)H3

→ Le nombre de mole ne se conserve pas nécessairement pendant une réaction chimique

  • On exprime la conservation des charges électriques au cours d'une réaction chimique :

La somme des charges positives et négatives de chaque membre doit être la même.

Exemple:

Cu + Ag+ → Cu 2+ + Ag

Charges électriques:

+1 → +2

Pas équilibrée électriquement → équilibrage de l'équation, via les coefficients stœchiométriques, en respectant la conservation des éléments et des charges !

Cu + 2 Ag+ → Cu 2+ + 2 Ag

Charges électriques:

+2 → +2


>> Dans une équation de réaction les deux principes de conservation doivent être simultanément respectés.