Les Réactions Chimiques
Introduction : Le Monde en Transformation Permanente
Imagine que tu prépares un gâteau. Tu mélanges de la farine, des œufs, du sucre, du beurre... Tu enfournes le tout, et après un temps, tu obtiens un gâteau doré, moelleux et parfumé. Que s'est-il passé ? Les ingrédients ont réagi entre eux sous l'effet de la chaleur pour donner quelque chose de totalement nouveau. C'est exactement le principe d'une réaction chimique : une transformation où des substances (les réactifs) disparaissent pour en former de nouvelles (les produits). Les réactions chimiques sont partout autour de nous : * La respiration dans tes cellules. * La photosynthèse dans les plantes. * La combustion du gaz de la cuisinière. * La corrosion du fer (la rouille). * Le fonctionnement d'une pile. * La digestion de ton repas. Comprendre ces réactions, c'est comprendre les transformations du monde qui nous entoure, de la cuisine à l'industrie en passant par notre propre corps. ---
Définitions Clés
* Réaction chimique : Transformation au cours de laquelle des espèces chimiques (les réactifs) sont consommées pour en former de nouvelles (les produits). Les atomes sont réarrangés, mais ils ne disparaissent pas et ne sont pas créés. * Équation-bilan : Écriture symbolique qui modélise la réaction. Elle doit être équilibrée (ou ajustée) pour respecter la loi de conservation de la masse (Lavoisier) : "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme." * État physique : On le précise souvent entre parenthèses dans l'équation : (s) pour solide, (l) pour liquide, (g) pour gaz, (aq) pour une espèce dissoute dans l'eau (aqueux).
La Loi Fondamentale : Conservation des Atomes
C'est le pilier de toute la chimie. Lors d'une réaction chimique, le nombre d'atomes de chaque élément est identique avant (côté réactifs) et après (côté produits) la transformation. C'est ce qui nous oblige à équilibrer les équations-bilans en plaçant des coefficients stoechiométriques (des nombres devant les formules). ---
A. L'Équation-Bilan, Mode d'Emploi
Prenons l'exemple simple de la combustion du méthane (le gaz naturel) : 1. Écrire les réactifs et les produits : On sait que le méthane (CH₄) brûle dans le dioxygène (O₂) pour donner du dioxyde de carbone (CO₂) et de l'eau (H₂O). * Réactifs : CH₄ et O₂ * Produits : CO₂ et H₂O * Ébauche : CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O 2. Équilibrer l'équation (le casse-tête logique !) : On compte les atomes de chaque côté. * À gauche : 1 C, 4 H, 2 O. * À droite : 1 C, 2 H, 3 O. * Problème : Les H et les O ne sont pas équilibrés. * Solution : On place des coefficients. Si on met un "2" devant H₂O, on a maintenant 4 H à droite. Mais alors on a 4 O à droite (2 dans CO₂ + 2 dans 2 H₂O). Pour avoir 4 O à gauche, il faut mettre un "2" devant O₂. * Équation équilibrée : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O * Vérification finale : Gauche : 1 C, 4 H, 4 O. Droite : 1 C, 4 H, 4 O. C'est bon !
B. Les Grands Types de Réactions
* Combustion : Réaction vive avec un comburant (souvent O₂) qui dégage de la chaleur et souvent de la lumière. Ex. : Feu de bois, moteur de voiture. * Synthèse (ou combinaison) : Deux ou plusieurs réactifs forment un seul produit. A + B → AB. Ex. : Formation de l'eau : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. * Décomposition : Un réactif se scinde en plusieurs produits. AB → A + B. Ex. : Décomposition de l'eau par électrolyse : 2 H₂O → 2 H₂ + O₂. * Réaction acide-base : Un acide réagit avec une base pour donner un sel et de l'eau. Ex. : HCl + NaOH → NaCl + H₂O. * Réaction d'oxydoréduction (lycée) : Transfert d'électrons entre espèces. La corrosion et les piles en sont des exemples. ---
Formules et Quantités Importantes
Pour quantifier ce qui se passe, on utilise la mole (mol), l'unité qui permet de "compter" les entités chimiques (atomes, molécules). * Masse molaire (M) : Masse d'une mole d'une espèce chimique. Elle s'exprime en g/mol. Exemple : M(H₂O) = 2M(H) + M(O) = 2*1.0 + 16.0 = 18.0 g/mol. Une mole d'eau pèse 18 grammes. * Relation fondamentale : `n = m / M` * `n` : quantité de matière (en mol) * `m` : masse de l'échantillon (en g) * `M` : masse molaire (en g/mol) Exemple : Quelle quantité d'eau représente 90 g d'eau ? n = m / M = 90 / 18 = 5 mol.* * Les coefficients = des rapports de moles : Dans l'équation équilibrée CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, les coefficients (1, 2, 1, 2) nous disent que : * 1 mole de CH₄ réagit avec 2 moles de O₂ pour donner 1 mole de CO₂ et 2 moles de H₂O. * Ces rapports permettent de faire tous les calculs prévisionnels (quelle masse d'oxygène faut-il pour brûler tel volume de gaz ?). ---
Exercice 1 : Équilibrer une équation
Équilibrer l'équation de la combustion du butane (C₄H₁₀), gaz des briquets et de certains chauffages. Ébauche : C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O Résolution : 1. On équilibre C : 4 atomes à gauche → on met 4 devant CO₂. * C₄H₁₀ + O₂ → 4 CO₂ + H₂O 2. On équilibre H : 10 atomes à gauche → on met 5 devant H₂O (car 5*2=10). * C₄H₁₀ + O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O 3. On équilibre O : À droite, on a (42) + (51) = 8+5 = 13 atomes d'oxygène. * Il faut donc 13 atomes à gauche. Comme O₂ est diatomique, on met le coefficient 13/2 = 6.5 devant O₂. * C₄H₁₀ + 6.5 O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O 4. On préfère des coefficients entiers : on multiplie toute l'équation par 2. * Équation équilibrée finale : 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O
Exercice 2 : Calcul de masse (niveau lycée)
Quelle masse de dioxyde de carbone (CO₂) est produite par la combustion de 58 g de butane (C₄H₁₀) ? (Masses molaires : C=12 g/mol, H=1 g/mol, O=16 g/mol) 1. Masse molaire du butane : M(C₄H₁₀) = (412) + (101) = 58 g/mol. 2. Quantité de butane brûlé : n(butane) = m / M = 58 g / 58 g/mol = 1 mol. 3. D'après l'équation équilibrée : 2 mol de butane produisent 8 mol de CO₂. Donc le rapport est (8/2) = 4. 1 mol de butane produit 4 mol de CO₂. 4. Masse molaire du CO₂ : M(CO₂) = 12 + (2*16) = 44 g/mol. 5. Masse de CO₂ produite : m(CO₂) = n M = 4 mol 44 g/mol = 176 g. ---
Applications dans la Vie Réelle
* Industrie : La synthèse de l'ammoniac (procédé Haber, N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃) est à la base des engrais azotés, nourrissant une grande partie de l'humanité. * Médecine : La conception des médicaments repose sur la maîtrise de réactions chimiques spécifiques dans l'organisme. * Environnement : La photosynthèse (6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂) est la réaction la plus importante pour la vie sur Terre, produisant notre oxygène et piégeant le CO₂. * Énergie : Les piles et batteries fonctionnent grâce à des réactions d'oxydoréduction qui libèrent des électrons (courant électrique). * Quotidien : La cuisson des aliments, le blanchiment du linge, le débouage d'un évier (réaction acide-base), la charge de ton téléphone. ---
Le savais-tu ?
* La Statue de la Liberté est en cuivre, mais sa couleur verte caractéristique n'est pas de la peinture ! C'est le résultat d'une lente réaction de corrosion entre le cuivre, l'oxygène et l'humidité de l'air, qui forme une couche protectrice de carbonate de cuivre basique, la patine. * Les feux d'artifice doivent leurs couleurs éblouissantes à des réactions chimiques précises. Lors de la combustion des poudres, des atomes métalliques sont excités (par exemple, le strontium pour le rouge, le baryum pour le vert, le cuivre pour le bleu) et, en se désexcitant, émettent une lumière de couleur bien définie. * Le principe du "froid instantané" des packs de premiers soins est basé sur une réaction endothermique. Lorsque tu presses le pack, tu romps une membrane, mélangeant deux produits. La réaction qui s'ensuit absorbe de la chaleur de son environnement, ce qui fait chuter la température très rapidement. ---
Points cles a retenir
- 1. Une réaction chimique transforme des réactifs en produits en réarrangeant les atomes.
- 2. Loi de conservation : Le nombre d'atomes de chaque élément est conservé.
- 3. Une équation-bilan doit toujours être équilibrée pour respecter cette loi.
- 4. Les coefficients stoechiométriques donnent les proportions en moles dans lesquelles les substances réagissent
