Physique-Chimie — Seconde
Réactions chimiques — Transformations et équations — Seconde
Réaction chimique, équation bilan, réactifs et produits, conservation de la masse.
Par ProfBot
Réactions chimiques — Seconde Physique-Chimie
🎯 Objectif : Écrire et équilibrer une équation chimique et calculer les quantités mises en jeu.
1. Qu'est-ce qu'une réaction chimique ?
Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle des réactifs se transforment en produits.
Signes caractéristiques :
- Changement de couleur
- Dégagement de gaz
- Formation d'un précipité (solide)
- Dégagement de chaleur ou absorption de froid
À ne pas confondre avec un changement d'état (physique, pas chimique) !
2. L'équation bilan
Structure :
Réactifs → Produits
Symboles d'état :
- (s) solide
- (l) liquide
- (g) gazeux
- (aq) en solution aqueuse
Exemple : combustion du méthane
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g)
3. Équilibrage
Une équation chimique doit être équilibrée : même nombre d'atomes de chaque élément des deux côtés.
Méthode :
- Écrire les formules des réactifs et produits
- Compter les atomes de chaque côté
- Ajouter des coefficients stœchiométriques (entiers positifs) pour équilibrer
Exemple : H₂ + O₂ → H₂O
On compte : gauche : 2H, 2O ; droite : 2H, 1O → O pas équilibré !
Essayons : 2H₂ + O₂ → 2H₂O Gauche : 4H, 2O ; Droite : 4H, 2O → équilibré !
4. Conservation de la masse
Loi de conservation de la masse (Lavoisier) :
masse des réactifs = masse des produits
Rien ne se crée, rien ne se perd, tout se transforme.
Application : Si on mélange 3 g de A et 2 g de B et qu'il reste 0,5 g de A non consommé :
Masse produit C = 3 + 2 - 0,5 = 4,5 g
5. Quantité de matière
n = m/M [mol] (m en g, M en g/mol)
n = C×V [mol] (C en mol/L, V en L)
n = N/Nₐ [mol] (N = nb d'entités, Nₐ = 6,02×10²³)
Constante d'Avogadro : Nₐ = 6,02 × 10²³ mol⁻¹
1 mol d'une substance contient 6,02 × 10²³ entités (atomes, molécules, ions…)
6. Stœchiométrie
Les coefficients de l'équation bilan donnent les rapports des quantités de matière :
aA + bB → cC + dD
Les réactifs et produits réagissent dans les rapports a : b : c : d.
Exemple : 2H₂ + O₂ → 2H₂O
Pour consommer 4 mol de H₂, il faut : n(O₂) = 4/2 = 2 mol. On produit : n(H₂O) = 4 mol.
7. Réactif limitant (notions)
Quand les réactifs ne sont pas en proportions stœchiométriques, l'un s'épuise avant l'autre.
Réactif limitant : celui qui est entièrement consommé à la fin.
Méthode :
- Calculer n(A)/a et n(B)/b
- Le plus petit correspond au réactif limitant
8. Exemples de réactions
Combustion :
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O (méthane brûle dans l'air)
Dissolution :
NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)
Neutralisation acide-base :
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
Précipitation :
AgNO₃(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO₃(aq)
📝 Exercices
- Équilibrer : Fe + O₂ → Fe₂O₃
- Équilibrer : C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O (combustion du propane)
- 5 g de magnésium Mg (M=24) brûlent dans O₂. n(Mg) ? Masse d'O₂ consommée ?
(2Mg + O₂ → 2MgO)
- 3 mol de H₂ réagissent avec 1 mol de N₂ pour former NH₃. Quel est le réactif limitant ?
(N₂ + 3H₂ → 2NH₃)
- Conservation de masse : 100 g de CaCO₃ se décomposent. 56 g de CaO obtenus. Masse de CO₂ dégagé ?
✅ À retenir
Équation équilibrée : même nb d'atomes de chaque côté
n = m/M = CV = N/Nₐ
Loi Lavoisier : masse réactifs = masse produits
Stœchiométrie : coefficients = rapports de mol
Réactif limitant : n(réactif)/coeff le plus petit