Transformations chimiques : équation de réaction et conservation de la masse

Qu'est-ce qu'une transformation chimique ?

Une transformation chimique est un processus au cours duquel des substances de départ, appelées réactifs, disparaissent pour former de nouvelles substances, appelées produits. Pendant cette transformation, les atomes présents sont réarrangés pour former de nouvelles molécules, mais ils ne sont ni créés ni détruits. C'est ce qui la distingue d'une transformation physique (comme la fusion ou l'ébullition) où la nature des substances ne change pas.

Méthode
Observer les substances initiales (réactifs).
Observer les substances finales (produits).
Rechercher des indices de transformation : changement de couleur, dégagement de gaz (effervescence), formation d'un solide (précipité), variation de température, émission de lumière.

Exemple
La combustion du méthane (gaz de ville, de formule $\text{CH}_4$) dans l'air est une transformation chimique. Quels sont les réactifs et les produits de cette réaction ?

Corrigé pas à pas
Dans cette transformation chimique, le méthane ($\text{CH}_4$) et le dioxygène de l'air ($\text{O}_2$) sont les réactifs. Ils sont consommés. Les produits formés sont le dioxyde de carbone ($\text{CO}_2$) et l'eau ($\text{H}_2\text{O}$). Ce sont de nouvelles substances qui apparaissent.

Erreurs fréquentes
Confondre une transformation chimique avec une transformation physique. Par exemple, la dissolution du sucre dans l'eau est une transformation physique car le sucre reste du sucre, il est juste dispersé dans l'eau. La cuisson d'un œuf est une transformation chimique car les protéines de l'œuf sont modifiées de manière irréversible.

L'équation de réaction : représenter une transformation chimique

Une équation de réaction est une écriture symbolique qui représente une transformation chimique. Elle utilise les formules chimiques des réactifs et des produits, séparés par une flèche. Des nombres entiers, appelés coefficients stœchiométriques, sont placés devant les formules pour indiquer les proportions des substances et assurer la conservation des atomes.

Méthode
Identifier les réactifs et les produits de la transformation chimique.
Écrire les formules chimiques des réactifs à gauche de la flèche et celles des produits à droite de la flèche.
Équilibrer l'équation : ajuster les coefficients stœchiométriques (les nombres devant les formules) pour que le nombre d'atomes de chaque type soit le même de chaque côté de la flèche. Attention : il est interdit de modifier les indices dans les formules chimiques (par exemple, transformer $\text{H}_2\text{O}$ en $\text{H}_2\text{O}_2$).
Vérifier que l'équation est bien équilibrée pour tous les types d'atomes.

Exemple
Le dihydrogène ($\text{H}_2$) réagit avec le dioxygène ($\text{O}_2$) pour former de l'eau ($\text{H}_2\text{O}$). Écris et équilibre l'équation de cette réaction.

Corrigé pas à pas
1. Réactifs : Dihydrogène ($\text{H}_2$), Dioxygène ($\text{O}_2$). Produit : Eau ($\text{H}_2\text{O}$).
2. Équation non équilibrée : $\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}$
3. Équilibrage :
• Atomes d'hydrogène (H) : Il y a 2 H à gauche et 2 H à droite. L'hydrogène est déjà équilibré.
• Atomes d'oxygène (O) : Il y a 2 O à gauche et 1 O à droite. Pour avoir 2 O à droite, il faut mettre un coefficient 2 devant la molécule d'eau : $\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$
• Vérification de l'hydrogène : En ajoutant le coefficient 2 devant $\text{H}_2\text{O}$, le nombre d'atomes d'hydrogène à droite est devenu $2 \times 2 = 4$. À gauche, il y a toujours 2 H. Il faut donc ajouter un coefficient 2 devant le dihydrogène à gauche : $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$
4. Vérification finale :
• Hydrogène (H) : $2 \times 2 = 4$ à gauche, $2 \times 2 = 4$ à droite. (OK)
• Oxygène (O) : 2 à gauche, $2 \times 1 = 2$ à droite. (OK)
L'équation équilibrée est : $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$

Erreurs fréquentes
Modifier les formules chimiques des molécules (les indices) au lieu des coefficients stœchiométriques. Par exemple, écrire $\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}_2$ pour équilibrer l'oxygène est incorrect, car $\text{H}_2\text{O}_2$ est une autre substance (eau oxygénée) et non de l'eau.
Oublier d'équilibrer tous les types d'atomes.

La conservation de la masse : la loi de Lavoisier

Lors d'une transformation chimique, la masse totale des réactifs consommés est égale à la masse totale des produits formés. Ce principe fondamental est connu sous le nom de loi de conservation de la masse, énoncée par Antoine Lavoisier au XVIIIe siècle. Il se résume par la phrase célèbre : "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme."

Méthode
Identifier tous les réactifs et tous les produits de la transformation.
Mesurer (ou connaître) la masse de chaque réactif et de chaque produit.
Appliquer la loi de conservation de la masse : $\text{Masse totale des réactifs} = \text{Masse totale des produits}$.

Exemple
Lors de la combustion du carbone, 12 g de carbone réagissent complètement avec 32 g de dioxygène pour former du dioxyde de carbone. Quelle masse de dioxyde de carbone est formée ?

Corrigé pas à pas
1. Réactifs : Carbone (12 g) et Dioxygène (32 g).
2. Produit : Dioxyde de carbone (masse inconnue).
3. Application de la loi de conservation de la masse :
$\text{Masse du carbone} + \text{Masse du dioxygène} = \text{Masse du dioxyde de carbone}$
$12\text{ g} + 32\text{ g} = \text{Masse du dioxyde de carbone}$
$44\text{ g} = \text{Masse du dioxyde de carbone}$
La masse de dioxyde de carbone formée est de 44 g.

Erreurs fréquentes
Penser que la masse peut changer au cours d'une réaction, surtout si un gaz est produit ou consommé. Il faut toujours considérer la masse de toutes les substances, y compris les gaz, même s'ils sont invisibles ou s'échappent du récipient ouvert.
Oublier d'additionner toutes les masses des réactifs ou des produits s'il y en a plusieurs.

Écrire et équilibrer une équation de réaction

1. Étape 1 : Identifier les réactifs et les produits. Écris leurs formules chimiques. Par exemple, pour la combustion du propane ($\text{C}_3\text{H}_8$) dans le dioxygène ($\text{O}_2$) qui donne du dioxyde de carbone ($\text{CO}_2$) et de l'eau ($\text{H}_2\text{O}$).
2. Étape 2 : Écrire l'équation non équilibrée. Place les réactifs à gauche et les produits à droite, séparés par une flèche : $\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$.
3. Étape 3 : Équilibrer les atomes un par un. Commence par les atomes autres que l'hydrogène (H) et l'oxygène (O), puis l'oxygène, puis l'hydrogène (ou dans un autre ordre si cela simplifie). Ajuste les coefficients stœchiométriques (les grands nombres devant les formules) pour que le nombre d'atomes de chaque type soit le même de chaque côté de la flèche. Ne jamais modifier les indices dans les formules chimiques.
4. Étape 4 : Vérifier l'équilibre final. Compte le nombre d'atomes de chaque type de chaque côté de l'équation pour t'assurer qu'ils sont égaux.

Exemple
Équilibre l'équation de la combustion du propane : $\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$.

Corrigé pas à pas
1. Réactifs : $\text{C}_3\text{H}_8$, $\text{O}_2$. Produits : $\text{CO}_2$, $\text{H}_2\text{O}$.
2. Équation non équilibrée : $\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$
3. Équilibrage :
• Carbone (C) : Il y a 3 atomes de C à gauche (dans $\text{C}_3\text{H}_8$) et 1 atome de C à droite (dans $\text{CO}_2$). Pour équilibrer, on place un coefficient 3 devant $\text{CO}_2$ : $\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \rightarrow 3\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$.
• Hydrogène (H) : Il y a 8 atomes de H à gauche (dans $\text{C}_3\text{H}_8$) et 2 atomes de H à droite (dans $\text{H}_2\text{O}$). Pour équilibrer, on place un coefficient 4 devant $\text{H}_2\text{O}$ (car $4 \times 2 = 8$) : $\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \rightarrow 3\text{CO}_2 + 4\text{H}_2\text{O}$.
• Oxygène (O) : Il y a 2 atomes de O à gauche (dans $\text{O}_2$). À droite, il y a $3 \times 2 = 6$ atomes de O dans $\text{CO}_2$ et $4 \times 1 = 4$ atomes de O dans $\text{H}_2\text{O}$. Le total à droite est $6 + 4 = 10$ atomes de O. Pour équilibrer, on place un coefficient 5 devant $\text{O}_2$ (car $5 \times 2 = 10$) : $\text{C}_3\text{H}_8 + 5\text{O}_2 \rightarrow 3\text{CO}_2 + 4\text{H}_2\text{O}$.
4. Vérification finale :
• Carbone (C) : 3 à gauche, 3 à droite. (OK)
• Hydrogène (H) : 8 à gauche, $4 \times 2 = 8$ à droite. (OK)
• Oxygène (O) : $5 \times 2 = 10$ à gauche, $3 \times 2 + 4 \times 1 = 6 + 4 = 10$ à droite. (OK)
L'équation équilibrée est : $\text{C}_3\text{H}_8 + 5\text{O}_2 \rightarrow 3\text{CO}_2 + 4\text{H}_2\text{O}$.

Définitions clés

• Transformation chimique : Processus où des substances (réactifs) disparaissent pour former de nouvelles substances (produits) par réarrangement des atomes.
• Réactifs : Substances présentes au début d'une transformation chimique.
• Produits : Nouvelles substances formées à la fin d'une transformation chimique.
• Équation de réaction : Représentation symbolique d'une transformation chimique utilisant les formules chimiques et des coefficients stœchiométriques.
• Coefficients stœchiométriques : Nombres entiers placés devant les formules chimiques pour équilibrer une équation de réaction.

Principes fondamentaux

• Conservation des atomes : Au cours d'une transformation chimique, les atomes sont conservés en nature et en nombre. C'est pourquoi on équilibre les équations.
• Conservation de la masse (Loi de Lavoisier) : La masse totale des réactifs consommés est égale à la masse totale des produits formés. $\text{Masse}_{\text{réactifs}} = \text{Masse}_{\text{produits}}$.