Physique-Chimie — Constitution et transformations de la matière
Transformations chimiques
Réactifs, produits, équations, mole
Résumé synthétiqueFiche en 4 sectionsQuiz de 10 questionsGratuit, sans pub
Résumé
Quand du bois brûle, du fer rouille ou un comprimé pétille dans l'eau, des **espèces chimiques disparaissent** tandis que d'**autres apparaissent** : c'est une **transformation chimique**. On la décrit par une **équation** où les **réactifs** (à gauche) se changent en **produits** (à droite), sans qu'aucun atome ne soit créé ni détruit — il faut donc l'**équilibrer**. Pour compter ces atomes par milliards de milliards, les chimistes utilisent une unité bien à eux, la **mole** : $1\ \mathrm{mol}$ contient $6{,}02 \times 10^{23}$ entités. Avec la **masse molaire** $M$ et la relation $n = \dfrac{m}{M}$, on passe enfin des masses que l'on pèse aux quantités de matière qui réagissent.
Au cours d'une transformation chimique, la **nature** des espèces change : les **réactifs** sont consommés et des **produits** se forment. Mais rien ne se perd : les **atomes** se conservent, ils se réarrangent simplement autrement. C'est pourquoi la **masse totale** reste la même du début à la fin (loi de Lavoisier).
- **Réactifs $\rightarrow$ produits :** les réactifs disparaissent, les produits apparaissent.
- **Conservation des atomes :** même nombre de chaque sorte d'atome avant et après.
- **Conservation de la masse** (Lavoisier) : $m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$.
- « **Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme** » : les atomes se réarrangent seulement.
- Une transformation **chimique** crée de nouvelles espèces, contrairement à un simple changement d'état (physique).
Exemple
Quand le carbone brûle dans le dioxygène, on observe $\mathrm{C} + \mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{CO_2}$. Le réactif solide (carbone) et le gaz (dioxygène) disparaissent ; un nouveau gaz, le dioxyde de carbone, apparaît. On compte $1$ atome de $\mathrm{C}$ et $2$ atomes de $\mathrm{O}$ de chaque côté.
Piège à éviter
Une transformation chimique n'est pas un changement d'état : faire fondre de la glace ($\mathrm{H_2O}$ solide $\rightarrow$ liquide) ne change **pas** l'espèce chimique, c'est un phénomène **physique**.
Une équation n'est correcte que si elle est **équilibrée** : autant d'atomes de chaque élément à gauche et à droite. Pour y parvenir, on ajuste les **coefficients stœchiométriques** — les nombres placés **devant** les formules. On ne touche **jamais** aux indices à l'intérieur des formules, car cela changerait la nature des molécules.
- **Coefficient stœchiométrique :** nombre placé devant une formule (ex. le $2$ dans $2\,\mathrm{H_2O}$).
- Objectif : **même nombre d'atomes** de chaque élément de part et d'autre de la flèche.
- On ajuste **uniquement les coefficients**, jamais les indices d'une formule.
- Méthode : équilibrer un élément à la fois, finir souvent par l'oxygène et l'hydrogène.
- Un coefficient $1$ ne s'écrit pas (il est sous-entendu).
Exemple
Équilibrons la combustion du méthane $\mathrm{CH_4} + \mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{CO_2} + \mathrm{H_2O}$. Il y a $4$ atomes de $\mathrm{H}$ à gauche : on met donc $2\,\mathrm{H_2O}$ à droite. On compte alors $2 + 2 = 4$ atomes de $\mathrm{O}$ à droite, d'où $2\,\mathrm{O_2}$ à gauche. Bilan équilibré : $\mathrm{CH_4} + 2\,\mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$.
Piège à éviter
Pour équilibrer, **change les coefficients, pas les formules** : transformer $\mathrm{H_2O}$ en $\mathrm{H_2O_2}$ pour « ajouter un oxygène » est une faute grave — l'eau oxygénée n'est pas de l'eau !
Les atomes sont si petits qu'on les compte par paquets géants. Le paquet de référence est la **mole** : $1\ \mathrm{mol}$ contient $6{,}02 \times 10^{23}$ entités (le **nombre d'Avogadro**). La **masse molaire** $M$ donne la masse d'une mole d'une espèce, ce qui permet de relier la **masse pesée** $m$ à la **quantité de matière** $n$ par $n = \dfrac{m}{M}$.
- **Mole :** $1\ \mathrm{mol} = 6{,}02 \times 10^{23}$ entités (nombre d'Avogadro $N_A$).
- **Quantité de matière** $n$, exprimée en moles ($\mathrm{mol}$).
- **Relation clé :** $n = \dfrac{m}{M}$ (avec $m$ en $\mathrm{g}$ et $M$ en $\mathrm{g/mol}$).
- **Masses molaires atomiques :** $M(\mathrm{H}) = 1$, $M(\mathrm{C}) = 12$, $M(\mathrm{O}) = 16\ \mathrm{g/mol}$.
- **Masse molaire d'une molécule :** on additionne celles de ses atomes — ex. $M(\mathrm{H_2O}) = 2 \times 1 + 16 = 18\ \mathrm{g/mol}$.
Exemple
Quelle quantité de matière dans $36\ \mathrm{g}$ d'eau ? La masse molaire vaut $M(\mathrm{H_2O}) = 18\ \mathrm{g/mol}$, donc $n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{36}{18} = 2\ \mathrm{mol}$. Cela représente $2 \times 6{,}02 \times 10^{23} \approx 1{,}2 \times 10^{24}$ molécules d'eau.
Piège à éviter
Attention aux unités : $m$ doit être en **grammes** pour que $n = \dfrac{m}{M}$ donne des moles. Et ne confonds pas la masse molaire d'un **atome** avec celle de la **molécule** : $M(\mathrm{O}) = 16$, mais $M(\mathrm{O_2}) = 32\ \mathrm{g/mol}$.
Au fil d'une réaction, les réactifs sont consommés selon les **proportions** fixées par les coefficients de l'équation (la **stœchiométrie**). Souvent, l'un d'eux s'épuise en premier : c'est le **réactif limitant**, celui qui arrête la réaction. Le **tableau d'avancement** permet de suivre l'évolution des quantités.
- **Tableau d'avancement :** suit les quantités de chaque espèce du début à la fin.
- **Réactif limitant :** celui qui est **consommé en premier** — il stoppe la réaction.
- **Réactif en excès :** il en reste à la fin, une fois la réaction terminée.
- **Proportions stœchiométriques :** les coefficients donnent les rapports de quantités consommées.
- Pour trouver le limitant : comparer $\dfrac{n}{\text{coefficient}}$ de chaque réactif — le plus petit l'emporte.
Exemple
Dans $2\,\mathrm{H_2} + \mathrm{O_2} \rightarrow 2\,\mathrm{H_2O}$, on dispose de $3\ \mathrm{mol}$ de $\mathrm{H_2}$ et $3\ \mathrm{mol}$ de $\mathrm{O_2}$. On compare : $\dfrac{3}{2} = 1{,}5$ pour $\mathrm{H_2}$ contre $\dfrac{3}{1} = 3$ pour $\mathrm{O_2}$. Le plus petit étant celui du $\mathrm{H_2}$, le **dihydrogène est limitant** ; il reste du dioxygène en excès.
Piège à éviter
Le réactif limitant n'est pas forcément celui dont la quantité est la plus faible : il faut tenir compte des **coefficients**. On compare les rapports $\dfrac{n}{\text{coefficient}}$, pas directement les $n$.
Quiz - Transformations chimiques
10 questions
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Notions clés — Physique-Chimie
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Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Transformations chimiques, extraits du quiz de révision.
Le nombre d'Avogadro vaut environ :
Réponse :
$6{,}02 \times 10^{23}$
$N_A \approx 6{,}02 \times 10^{23}$ entités par mole.
On a $n = \dfrac{m}{M}$. Si $m = 36\ \mathrm{g}$ et $M = 18\ \mathrm{g/mol}$, alors $n = $ ?
Réponse :
$2\ \mathrm{mol}$
$n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{36}{18} = 2\ \mathrm{mol}$.
Au cours d'une réaction chimique, on conserve :
Réponse :
Les atomes et la masse
Les **atomes** se conservent (ils se réarrangent) et la **masse totale** aussi (loi de Lavoisier).
Que vaut $M(\mathrm{CO_2})$ ? (avec $M(\mathrm{C}) = 12$, $M(\mathrm{O}) = 16\ \mathrm{g/mol}$)
Réponse :
$44\ \mathrm{g/mol}$
$M(\mathrm{CO_2}) = 12 + 2 \times 16 = 12 + 32 = 44\ \mathrm{g/mol}$.