Le vinaigre qui mousse au contact du bicarbonate, le gaz qui brûle dans une gazinière, le métal qui disparaît dans un acide… Au cours d'une transformation chimique, des espèces chimiques disparaissent et d'autres apparaissent. Ce chapitre montre comment la modéliser par une réaction chimique, comment écrire et ajuster son équation, comment prévoir quel réactif sera épuisé le premier, et quels effets thermiques l'accompagnent.
Définition
Une transformation chimique est une transformation au cours de laquelle des espèces chimiques sont consommées et d'autres sont produites.
Contrairement à une transformation physique (changement d'état, dissolution…), où les espèces chimiques restent les mêmes, une transformation chimique fait apparaître de nouvelles espèces. Plusieurs indices permettent de la repérer :
Pour confirmer qu'une nouvelle espèce est apparue, on l'identifie par un test chimique. Rappel des tests des gaz courants :
| gaz | test | résultat positif |
|---|---|---|
| dioxyde de carbone $\ce{CO2}$ | on fait barboter le gaz dans l'eau de chaux | l'eau de chaux se trouble |
| dihydrogène $\ce{H2}$ | on approche une flamme de l'ouverture du tube | une légère détonation (« aboiement ») |
| dioxygène $\ce{O2}$ | on introduit une bûchette incandescente | la bûchette se rallume |
| ion cuivre $\ce{Cu^2+}$ | on ajoute quelques gouttes de soude (solution d'hydroxyde de sodium) | un précipité bleu se forme |
| ion argent $\ce{Ag+}$ | on ajoute quelques gouttes d'une solution contenant des ions chlorure (eau salée) | un précipité blanc se forme, qui noircit à la lumière |
Pour décrire une transformation chimique, on étudie un système chimique : l'ensemble des espèces chimiques présentes dans le récipient. On décrit sa composition (la nature et la quantité de matière de chaque espèce) dans l'état initial, avant la transformation, et dans l'état final, quand elle est terminée.
Définitions
On les distingue en comparant l'état initial et l'état final : c'est un travail d'enquête, d'abord qualitatif (quelles espèces ont disparu, lesquelles sont apparues ?), puis quantitatif (dans quelles proportions ?). La partie 2.3 en donne un exemple complet. Les espèces spectatrices sont souvent le solvant (l'eau) et les ions qui accompagnent les espèces qui réagissent.
Entraînement
Réactif, produit ou espèce spectatrice ?
Une transformation chimique réelle est souvent complexe. On la modélise par une réaction chimique, qui ne retient que l'essentiel : quels réactifs disparaissent, quels produits apparaissent, et dans quelles proportions. On l'écrit sous la forme d'une équation de réaction :
Par exemple, pour le magnésium dans l'acide chlorhydrique :
$$\ce{Mg (s) + {\color{#DB2777}2} H3O+ (aq) -> Mg^2+ (aq) + H2 (g) + {\color{#DB2777}2} H2O (\ell)}$$
Une équation est un bilan macroscopique
L'équation de réaction ne décrit pas ce qui se passe à l'échelle des atomes : c'est un bilan, établi à partir de quantités de matière mesurées à notre échelle. On ne dit donc pas « un atome de magnésium réagit avec deux ions oxonium », mais « une mole de magnésium réagit avec deux moles d'ions oxonium ».
À retenir : ajuster une équation
Au cours d'une réaction chimique, les atomes ne sont ni créés ni détruits : ils se réarrangent. Une équation de réaction doit donc respecter deux lois de conservation :
Ajuster une équation, c'est choisir les coefficients stœchiométriques, les plus petits entiers possibles, pour que ces deux lois soient respectées.
Vérifions sur l'exemple du magnésium :
| réactifs | produits | |
|---|---|---|
| magnésium Mg | 1 | 1 |
| hydrogène H | $2 \times 3 = 6$ | $2 + 2 \times 2 = 6$ |
| oxygène O | $2 \times 1 = 2$ | $2 \times 1 = 2$ |
| charge | $2 \times (+1) = +2$ | $+2$ |
Méthode : ajuster une équation
Écrire les formules des réactifs et des produits, sans jamais les modifier.
Ajuster un élément après l'autre, en commençant par ceux qui n'apparaissent que dans une espèce de chaque côté, et en gardant pour la fin les éléments présents seuls (comme $\ce{O2}$ ou $\ce{H2}$).
Vérifier la conservation de chaque élément, puis celle de la charge. Si un coefficient est fractionnaire, multiplier tous les coefficients pour obtenir des entiers.
Erreur classique
On ne modifie jamais les indices d'une formule pour ajuster une équation : $\ce{H2O}$ et $\ce{H2O2}$ sont deux espèces chimiques différentes ! On ne joue que sur les coefficients placés devant les formules.
Remarque
En solution aqueuse, l'ion hydrogène $\ce{H+ (aq)}$ n'existe pas seul : il est toujours lié à une molécule d'eau, sous forme d'ion oxonium $\ce{H3O+ (aq)}$. Les deux écritures sont utilisées pour simplifier ou préciser les équations.
Pour vérifier qu'une équation est ajustée, il est commode de compter les atomes de chaque élément. L'outil ci-dessous dessine pour cela les entités en relief, en autant d'exemplaires que l'indique chaque coefficient.
Entraînement
Ajuster une équation de réaction
Ce dessin ne sert qu'à compter les atomes : il ne représente pas le déroulement de la réaction. Les entités ne se rencontrent presque jamais ainsi, par petits groupes, à l'échelle microscopique ; l'équation est un bilan à l'échelle macroscopique. Pour les solides ioniques ($\ce{CaCO3}$, $\ce{Fe2O3}$), on a dessiné un « motif » du cristal, qui en compte des milliards de milliards.
Les coefficients stœchiométriques indiquent dans quelles proportions les réactifs sont consommés et les produits formés. L'équation
$$\ce{CH4 (g) + 2 O2 (g) -> CO2 (g) + 2 H2O (g)}$$
se lit ainsi : une mole de méthane réagit avec deux moles de dioxygène pour former une mole de dioxyde de carbone et deux moles d'eau. Ces proportions restent vraies pour n'importe quelle quantité : 3 mol de méthane réagissent avec 6 mol de dioxygène, 0,5 mol avec 1 mol… Les quantités de matière consommées et formées sont proportionnelles aux coefficients stœchiométriques.
Définition
Des réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques lorsque leurs quantités de matière initiales sont dans le même rapport que leurs coefficients stœchiométriques. Pour une réaction $a\,\text{A} + b\,\text{B} \longrightarrow \ldots$, cela s'écrit :
$\dfrac{n_\text{A,i}}{a} = \dfrac{n_\text{B,i}}{b}$
Dans une transformation totale, la transformation s'arrête dès qu'un des réactifs est entièrement consommé : il ne peut plus réagir, faute de partenaire.
Définition
Le réactif limitant est le réactif qui est entièrement consommé à la fin d'une transformation totale : c'est lui qui arrête la transformation. Les autres réactifs, encore présents dans l'état final, sont dits en excès.
Si les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques, ils sont tous entièrement consommés : ils sont tous limitants.
Animation
Qui sera épuisé le premier ?
On peut déterminer le réactif limitant de deux façons.
Méthode 1 : à partir de l'état final
On identifie les espèces chimiques présentes dans l'état final (par un test, un indicateur coloré, l'observation d'un solide restant…). Le réactif qui a totalement disparu est le réactif limitant.
Méthode 2 : à partir des quantités initiales
Pour une réaction $a\,\text{A} + b\,\text{B} \longrightarrow \ldots$, on compare les quotients $\dfrac{n_\text{A,i}}{a}$ et $\dfrac{n_\text{B,i}}{b}$ : le réactif limitant est celui qui a le plus petit quotient. Si les deux quotients sont égaux, les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques.
Exemple
On mélange 1,0 mol de méthane et 1,5 mol de dioxygène. Quel est le réactif limitant de la combustion $\ce{CH4 + 2 O2 -> CO2 + 2 H2O}$ ?
$\dfrac{n_{\ce{CH4},\text{i}}}{1} = \pu{1,0 mol}$ et $\dfrac{n_{\ce{O2},\text{i}}}{2} = \pu{0,75 mol}$. Le plus petit quotient est celui du dioxygène : c'est le réactif limitant.
Autrement dit : pour brûler 1,0 mol de méthane, il faudrait 2,0 mol de dioxygène. On n'en a que 1,5 mol : le dioxygène sera épuisé avant le méthane.
Entraînement
Trouver le réactif limitant
Voici, sur un exemple, toute la démarche qui mène des observations à l'équation de réaction.
Expérience
On plonge un morceau de cuivre $\ce{Cu (s)}$ dans 50 mL d'une solution incolore de nitrate d'argent, qui contient des ions argent $\ce{Ag+ (aq)}$ et des ions nitrate $\ce{NO3- (aq)}$. On réalise trois transformations, avec la même solution et trois masses de cuivre : 0,23 g, 0,43 g et 3,0 g.
Animation
L'enquête : que s'est-il passé dans les béchers ?
Étape 1 : quelles espèces sont présentes dans l'état final ?
Interprétez la couleur bleue, le solide gris brillant, et les résultats des deux tests.
La couleur bleue est due aux ions cuivre $\ce{Cu^2+ (aq)}$, ce que confirme le précipité bleu obtenu avec la soude. Le solide gris brillant est de l'argent $\ce{Ag (s)}$. Le test aux ions chlorure montre qu'il reste des ions argent dans les béchers 1 et 2, mais plus dans le bécher 3.
| bécher 1 (0,23 g) | bécher 2 (0,43 g) | bécher 3 (3,0 g) | |
|---|---|---|---|
| état final | eau, ions nitrate, ions argent, ions cuivre, argent | eau, ions nitrate, ions argent, ions cuivre, argent | eau, ions nitrate, ions cuivre, argent, cuivre |
Étape 2 : réactifs, produits ou espèces spectatrices ?
On sait aussi que la quantité d'ions argent diminue dans les trois béchers. Classez les espèces chimiques.
| réactifs | produits | espèces spectatrices |
|---|---|---|
| cuivre $\ce{Cu (s)}$, ions argent $\ce{Ag+ (aq)}$ | ions cuivre $\ce{Cu^2+ (aq)}$, argent $\ce{Ag (s)}$ | eau, ions nitrate $\ce{NO3- (aq)}$ |
Étape 3 : quel est le réactif limitant de chaque transformation ?
Dans les béchers 1 et 2, le cuivre a entièrement disparu, alors qu'il reste des ions argent : le cuivre est le réactif limitant. Dans le bécher 3, il reste du cuivre, mais plus d'ions argent : ce sont les ions argent qui sont limitants.
Étape 4 : dans quelles proportions ?
Dans le bécher 1, les 0,23 g de cuivre ont réagi, et une pesée montre qu'il s'est formé 0,76 g d'argent. Comparez les quantités de matière de cuivre consommé et d'argent formé.
Données : masse d'un atome de cuivre : $\pu{1,1E-22 g}$ ; masse d'un atome d'argent : $\pu{1,8E-22 g}$.
$n_\text{Cu consommé} = \dfrac{\pu{0,23 g}}{\pu{1,1E-22 g} \times \pu{6,02E23 mol-1}} \approx \pu{3,5 mmol}$ et $n_\text{Ag formé} = \dfrac{\pu{0,76 g}}{\pu{1,8E-22 g} \times \pu{6,02E23 mol-1}} \approx \pu{7,0 mmol}$.
On constate que $n_\text{Ag formé} = 2 \times n_\text{Cu consommé}$ : une mole de cuivre consommée produit deux moles d'argent.
Étape 5 : l'équation de la réaction
Écrivez l'équation de la réaction qui modélise les trois transformations, sans les espèces spectatrices.
Le coefficient 2 devant l'argent traduit la proportion trouvée à l'étape 4. Pour conserver l'élément argent, il faut aussi 2 devant les ions argent. La charge est conservée : $2 \times (+1) = +2$ de chaque côté.
Expérience
Dans six erlenmeyers contenant chacun 100 mL de vinaigre (une solution d'acide éthanoïque $\ce{CH3COOH}$ à 5 % en masse), on verse des masses croissantes d'hydrogénocarbonate de sodium $\ce{NaHCO3}$ (le bicarbonate de soude) : 2,0 g, 4,0 g… jusqu'à 12,0 g. Un ballon de baudruche, fixé sur chaque erlenmeyer, recueille le gaz produit.
Le gaz produit trouble l'eau de chaux : c'est du dioxyde de carbone. Les solutions 1 à 3 sont de moins en moins acides, et les solutions 4 à 6 ne sont plus acides du tout. La transformation est modélisée par la réaction d'équation :
$$\ce{NaHCO3 (s) + CH3COOH (aq) -> CO2 (g) + Na+ (aq) + CH3COO- (aq) + H2O (\ell)}$$
Animation
Six ballons, deux réactifs limitants
Données : masse d'une entité $\ce{NaHCO3}$ : $\pu{1,4E-22 g}$ ; masse d'une molécule $\ce{CH3COOH}$ : $\pu{1,0E-22 g}$ ; la masse volumique du vinaigre est proche de celle de l'eau.
Hydrogénocarbonate de sodium, pour 2,0 g : $N = \dfrac{\pu{2,0 g}}{\pu{1,4E-22 g}} \approx \pu{1,4E22}$ entités, soit $n = \dfrac{\pu{1,4E22}}{\pu{6,02E23 mol-1}} \approx \pu{24 mmol}$. De même, on trouve 47, 71, 95, 120 et 140 mmol pour 4,0 g, 6,0 g, 8,0 g, 10,0 g et 12,0 g.
Acide éthanoïque : 100 mL de vinaigre ont une masse d'environ 100 g, dont 5 % d'acide éthanoïque, soit 5,0 g. Cela représente $N = \dfrac{\pu{5,0 g}}{\pu{1,0E-22 g}} = \pu{5,0E22}$ molécules, soit $n \approx \pu{83 mmol}$.
Les coefficients stœchiométriques valant tous 1, le réactif limitant est celui qui a la plus petite quantité de matière : le bicarbonate dans les erlenmeyers 1 à 3, l'acide éthanoïque dans les erlenmeyers 4 à 6. On retrouve ce que montrent les ballons : la quantité de dioxyde de carbone formée est égale à la quantité de matière du réactif limitant.
Expérience
Dans quatre erlenmeyers contenant chacun 100 mmol d'ions oxonium $\ce{H3O+}$ (de l'acide chlorhydrique), on verse 13, 25, 50 et 100 mmol de magnésium en poudre. On ajoute quelques gouttes de bleu de bromothymol (BBT), un indicateur coloré jaune en présence d'ions oxonium et vert ou bleu sinon. Le gaz recueilli dans les ballons est du dihydrogène.
Animation
Le BBT désigne le réactif limitant
Question
À partir de l'état final de chaque erlenmeyer, déterminer le réactif limitant. Que dire de l'erlenmeyer 3 ?
Dans les erlenmeyers 1 et 2, le BBT reste jaune : il reste des ions oxonium, et il n'y a plus de magnésium. Le magnésium est limitant. Dans l'erlenmeyer 4, le BBT est vert et il reste du magnésium : l'ion oxonium est limitant.
Dans l'erlenmeyer 3, il ne reste ni magnésium ni ions oxonium : les deux réactifs ont été entièrement consommés, ils sont tous les deux limitants. Ils ont été introduits dans les proportions stœchiométriques : $\dfrac{\pu{50 mmol}}{1} = \dfrac{\pu{100 mmol}}{2}$.
Les ballons contiennent 13, 25, 50 et 50 mmol de dihydrogène : autant que de magnésium consommé, et deux fois moins que d'ions oxonium consommés. C'est ce que traduisent les coefficients de l'équation $\ce{Mg (s) + 2 H3O+ (aq) -> Mg^2+ (aq) + H2 (g) + 2 H2O (\ell)}$. Les ions chlorure, eux, sont restés en même quantité : ce sont des espèces spectatrices.
Définitions
Une transformation est exothermique si elle libère de l'énergie thermique : elle réchauffe son environnement.
Une transformation est endothermique si elle prend de l'énergie thermique à son environnement : elle le refroidit.
Si la température ne varie pas au cours de la transformation, celle-ci est dite athermique.
| transformations chimiques exothermiques | transformations chimiques endothermiques |
|---|---|
| les combustions (gaz de la gazinière, bois, essence…) | la réaction du bicarbonate de soude avec le vinaigre |
| la réaction d'un métal (magnésium, zinc…) avec un acide | la photosynthèse, qui consomme l'énergie de la lumière |
| la réaction entre un acide et une base (acide chlorhydrique et soude) | la décomposition du calcaire en chaux, dans les fours à chaux |
| l'oxydation de la poudre de fer dans les chaufferettes jetables | la réaction de l'acide citrique avec le bicarbonate, dans les comprimés effervescents |
Plus la quantité de réactif limitant est grande, plus la quantité de produits formés est grande… et plus l'énergie libérée ou absorbée est grande : la variation de température est d'autant plus grande que la quantité de réactif limitant est grande.
Animation
Suivre la température d'une transformation
Les transformations physiques aussi
Les effets thermiques ne sont pas réservés aux transformations chimiques : les changements d'état (voir le chapitre correspondant) et les dissolutions peuvent aussi être exothermiques ou endothermiques. La dissolution du nitrate d'ammonium dans l'eau, par exemple, est très endothermique : elle est utilisée dans les poches de froid instantané. Celle de l'hydroxyde de sodium est au contraire très exothermique.
Quiz
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