Physique-Chimie — Seconde
Transformations chimiques — Seconde Chimie
Réaction chimique, équation bilan, conservation des atomes et de la charge, réactifs et produits.
Par ProfBot
Transformations chimiques — Seconde Chimie
🎯 Objectif : Écrire et équilibrer une équation chimique et comprendre les transformations.
1. Réaction chimique
Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle des réactifs sont consommés et de nouveaux produits sont formés.
Ce qui change :
- Les liaisons entre atomes (rupture et formation)
- Les propriétés des matériaux
Ce qui ne change pas :
- Les atomes eux-mêmes (ni créés, ni détruits)
- La charge totale
2. Équation bilan
Une équation bilan représente la réaction chimique :
Réactifs → Produits
Exemple : combustion du méthane (gaz naturel) :
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
Notation :
- (s) : solide (solid)
- (l) : liquide
- (g) : gazeux
- (aq) : en solution aqueuse
3. Conservation des atomes — équilibrage
Loi de conservation de la masse (Lavoisier) :
"Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme."
Le nombre de chaque type d'atome doit être identique de chaque côté de l'équation.
Méthode d'équilibrage :
- Écrire les formules des réactifs et produits
- Compter les atomes de chaque élément
- Ajuster les coefficients stœchiométriques (nombres devant les formules) pour équilibrer
- Vérifier que tout est équilibré
4. Exemples d'équilibrage
Combustion du carbone :
C + O₂ → CO₂
Vérification : C(1=1) ✓, O(2=2) ✓ — déjà équilibré.
Combustion du butane (C₄H₁₀) :
C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O
Étape 1 - Équilibrer C : 4CO₂
Étape 2 - Équilibrer H : 5H₂O (10H → 5H₂O)
Étape 3 - Équilibrer O : 4×2 + 5×1 = 13 oxygènes à droite → 13/2 O₂
C₄H₁₀ + 13/2 O₂ → 4CO₂ + 5H₂O
Multiplier par 2 :
2C₄H₁₀ + 13O₂ → 8CO₂ + 10H₂O
Formation de l'eau :
2H₂ + O₂ → 2H₂O
5. Réactif limitant
Le réactif limitant est le réactif entièrement consommé en premier — il détermine la quantité de produit formé.
Méthode : utiliser les quantités de matière (mol).
Exemple : on mélange 2 mol de H₂ avec 2 mol de O₂ :
2H₂ + O₂ → 2H₂O
Pour consommer 2 mol H₂ → il faut 1 mol O₂
On a 2 mol O₂ → O₂ en excès, H₂ est le réactif limitant.
Produit formé : 2 mol H₂O
O₂ restant : 2 - 1 = 1 mol
6. La mole et la masse molaire
La mole est l'unité de quantité de matière :
1 mole = 6,02 × 10²³ entités (constante d'Avogadro N_A)
Masse molaire M : masse d'une mole (g/mol), égale au numéro de masse A.
m = n × M
m : masse (g)
n : quantité de matière (mol)
M : masse molaire (g/mol)
Exemples de masses molaires :
- H : 1 g/mol, O : 16 g/mol, C : 12 g/mol, N : 14 g/mol
- H₂O : 2×1 + 16 = 18 g/mol
- CO₂ : 12 + 2×16 = 44 g/mol
- NaCl : 23 + 35,5 = 58,5 g/mol
7. Exemples de transformations chimiques
| Réaction | Équation |
|---|---|
| Combustion H₂ | 2H₂ + O₂ → 2H₂O |
| Combustion C | C + O₂ → CO₂ |
| Oxydation du fer | 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃ |
| Dissolution de HCl | HCl → H⁺ + Cl⁻ |
| Neutralisation | H⁺ + OH⁻ → H₂O |
📝 Exercices
- Équilibrer : H₂ + O₂ → H₂O
- Équilibrer : Al + O₂ → Al₂O₃
- Calculer la masse de CO₂ produite par la combustion complète de 2 mol de CH₄.
- On mélange 3 mol de H₂ et 2 mol de N₂. Réaction : N₂ + 3H₂ → 2NH₃. Quel est le réactif limitant ? Quelle masse de NH₃ est produite (M_NH₃ = 17 g/mol) ?
✅ À retenir
Réactifs → Produits
Conservation des atomes et des charges
Équilibrer avec coefficients stœchiométriques
n = m / M m = n × M
1 mol = 6,02 × 10²³ entités
Réactif limitant = entièrement consommé en premier