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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Qu’est ce qu'une transformation chimique ?Modifier

ExempleModifier

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 chimiqueModifier


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 chimiqueModifier

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 chimiqueModifier

La réaction chimiqueModifier


L'équation de la réactionModifier

Écriture d'une équationModifier

  • 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.