2nde. B4. La réaction chimique

Les élèves doivent savoir
  • Déterminer la masse d’un échantillon à partir de sa densité, de sa masse volumique.
  • Déterminer une quantité de matière connaissant la masse d’un solide ou le volume d’un liquide.
  • Mettre en œuvre un protocole expérimental pour réaliser la synthèse d’une molécule et son identification.
  • Décrire un système chimique et son évolution.
  • Écrire l’équation de la réaction chimique avec les nombres stœchiométriques corrects.
  • Étudier l’évolution d’un système chimique par la caractérisation expérimentale des espèces chimiques présentes à l’état initial et à l’état final.

Mise en situation

Madame X s’est finalement rendue compte que le paracétamol soulageait ses douleurs. Elle aimerait savoir comment ce médicament est préparé par les entreprises pharmaceutiques.

La synthèse chimique

Le paracétamol est un antalgique (antidouleur) et un antipyrétique (anti-fièvre) dont le nom vient de la contraction de para-acétyl-amino-phénol. Cette molécule a été synthétisée à partir de la fin du XIXe siècle. Avant l’utilisation de molécules de synthèse comme antalgique et antipyrétique on utilisait, depuis l’antiquité, des extraits d’écorce de cinchona (dont est extrait la quinine) et de saule (dont dérive l’aspirine).

paracetamol

Les atomes de carbone sont en noir (gris), les atomes d’oxygène en rouge, les atomes d’hydrogène en blanc et les atomes d’azote en bleu. La formule brute du paracétamol est donc C8H9O2N.

La synthèse chimique consiste à créer une molécule, copiant une molécule naturelle ou complètement nouvelle, à partir d’une (ou de plusieurs) réactions chimiques successives.

On aura alors la suite de processus suivant :

reactifsynthses

La synthèse d’une nouvelle espèce chimique consiste donc à mettre les réactifs dans un même récipient (souvent appelé « réacteur ») et à attendre qu’ils réagissent entre eux. Il est généralement nécessaire de chauffer pour accélérer la réaction ou d’ajouter un élément qui n’intervient pas directement dans la réaction mais va accélérer celle-ci et que l’on nomme « catalyseur ».

Si l’on chauffe pour accélérer la réaction il y a toutefois le risque que les produits de la réaction, ou même les réactifs, s’évaporent et quittent le récipient où se fait la réaction (le réacteur). Si cela se produit, la réaction risque de s’arrêter trop vite. On ajoute donc un dispositif qui va refroidir les vapeurs et les faire retomber par gravité dans le réacteur : c’est le chauffage à reflux. Le refroidissement peut se faire par l’air ambiant (si la réaction se fait à température modérée) ou par de l’eau froide dans un réfrigérant à boule si les vapeurs sont plus chaudes.

chauffage reflux

La séparation des espèces formées au cours de la réaction, que l’on nomme produits de la réaction, et leur identification a déjà été traitée dans le chapitre précédent.

Pour la séparation on effectue une filtration, par gravité ou sous pression réduite, on peut également procéder par décantation s’il s’agit de deux liquides non miscibles.

Si la substance produite est plus soluble dans un autre solvant que celui présent en fin de réaction de synthèse, on peut utiliser un autre solvant dans lequel la substance est plus soluble (et qui n’est pas miscible avec le solvant initial) et procéder à une extraction par solvant suivie d’une décantation. Ces deux étapes se font généralement directement dans l’ampoule à décanter (vu au chapitre précédent) en agitant bien le mélange afin de favoriser le passage de la substance dans le second solvant et en ouvrant le bouchon de l’ampoule à décanter au cours de la manipulation afin de dégazer et d’abaisser la pression dans celle-ci.

L’identification est réalisée par les méthodes vues précédemment : chromatographie sur couche mince (CCM), par les températures de changements d’états, mesure de l’indice de réfraction, mesure de la solubilité, mesure de la densité…

Préparer une synthèse chimique

La réaction chimique va avoir lieu dans un système chimique défini (le bécher, un ballon…) fermé et avec des quantités précises de réactifs.

Il est important de bien identifier les substances que l’on place dans le système chimique au début de la réaction, ainsi que leurs quantités. Ces substances, dont les quantités vont se réduire au cours de la réaction, sont nommés « réactifs ».

La description de ce système chimique pour communiquer un processus expérimental nécessite de connaître tous ces paramètres :

  • Les conditions de température et de pression au cours de la réaction
  • Les différents réactifs introduits au départ
  • La masse précise de chacun des réactifs, dont on peut déduire la quantité de matière (en mole).
  • L’état physique de ces réactifs

On va ensuite pouvoir suivre l’évolution du système chimique et pour cela on indique la composition de son état initial (au départ de la réaction) et son état final (en fin de réaction chimique).

Exemple (pour une combustion mais le principe reste le même pour toutes les réactions chimiques, synthèses comprises)

bilanreaction

En bleu : réactifs / en rouge : produits / en vert : espèce spectatrice

Note : quand la pression est égale à la pression atmosphérique normale (autour de 1013 hPa) on peut simplement noter que la réaction se fait à pression atmosphérique. Il n’est pas toujours nécessaire de connaître la pression avec une grande précision.

Les substances qui sont apparues en fin de réaction (ou dont les quantités ont augmenté s’ils sont déjà présents au début de la réaction) sont appelées « produits » de la réaction.

Il arrive que certaines substances soient présentes en même quantité à l’état initial et à l’état final (comme le diazote dans l’exemple ci-dessus). Dans ce cas on dit que ce sont des espèces spectatrices.

Pour déterminer les masses des réactifs ou des produits à l’état liquide on peut utiliser leur masse volumique (qui doit être connue ou recherchée dans un tableau) et leur volume avec la relation :

m=\rho\times V

Unités :

  • ρ : Masse volumique en kilogramme par mètre cube (kg.m-3)
  • m : Masse en kilogramme (kg)
  • V : Volume en mètre cube (m3)

Comme la masse volumique est liée à la densité par la relation (vue précédemment) :  d={{\rho}\over{\rho_{eau}}} et que la masse volumique de l’eau ρeau = 1, on peut directement déduire la densité d’une substance à partir de sa masse volumique : d = ρ (attention au fait qu’il faudra tout de même changer d’unité).

A partir de ces informations, on va déterminer les quantités de matière, en mole, mises en jeu. Pour cela on utilise les relations vues précédemment :

n={{m}\over{M}}

Unités :

  • m : Masse du corps en gramme (g)
  • n : Nombre de moles en mole (mol)
  • M : Masse molaire en gramme par mole (g.mol-1)

Pour un liquide on peut déterminer le nombre de moles à partir de sa concentration molaire avec la relation :

n=c\times V

Unités :

  • c : Concentration molaire en mole par litre (mol.L-1).
  • n : Nombre de moles de soluté en mole (mol).
  • V : Volume de la solution en litre (L).

Enfin, des relations vues précédemment on peut déterminer la quantité de matière d’un liquide à partir de son volume et de sa concentration massique par la relation :

n={{C_{m}\times V}\over{M}}

Unités :

  • Cm : Concentration massique en gramme par litre (g.L-1).
  • M : Masse molaire en gramme par mole (g.mol-1).
  • n : Nombre de moles de soluté en mole (mol).
  • V : Volume de la solution en litre (L).

Astuce : Quand on combine des relations entre plusieurs grandeurs, il est facile de vérifier que la relation finale est juste en effectuant le calcul avec les unités et en vérifiant qu’on obtient bien la bonne unité par simplification :

simplifierunites

Equation-bilan de réaction chimique

Les informations précédentes vont nous permettre d’écrire l’équation-bilan de réaction chimique. Cette équation est une écriture de chimiste pour décrire l’évolution d’un système chimique sous la forme :

reaction1

La flèche se lit « donne(nt) ». Cette flèche peut revêtir plusieurs aspects suivant le type de réaction : flèche simple si la réaction est irréversible, flèche double si la réaction est réversible (on peut l’inverser) et on peut également y ajouter des informations sur les conditions de la réaction comme vu précédemment pour la réaction de dissolution.

Pour écrire cette équation-bilan on va utiliser les formules chimiques (atomiques, moléculaires ou ioniques) des réactifs et des produits en respectant les principes de conservation :

  • La matière se conserve au cours d’une réaction chimique : le nombre total d’atome des réactifs doit être égal au nombre total d’atomes des produits. Cela implique que la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits.
  • Les charges électriques se conservent : il y a autant de charges électriques (positives ou négatives) dans les réactifs que dans les produits de la réaction.

La conservation de la matière implique la conservation du nombre d’atomes mais pas celle du nombre de molécules !! Celles-ci étant formées d’un nombre d’atomes variables. Il arrive souvent qu’il y ait plusieurs molécules d’une même sorte qui réagissent ou qui soient produits au cours d’une réaction. Déterminer ce nombre, que l’on appelle nombre stœchiométrique, est une opération que l’on nomme « équilibrer l’équation-bilan de réaction chimique ».

Attention : un nombre stœchiométrique est forcément un nombre entier.

Equilibrer une équation-bilan

Maintenant que nous avons vu les principes les plus importants de l’écriture d’une équation-bilan, rappelons-les brièvement :

  • On fait la liste des réactifs (avant la réaction) et des produits (après la réaction).
  • On écrit l’équation-bilan en remplaçant les noms des réactifs et des produits par leurs formules chimiques (moléculaires, atomiques ou ioniques)
  • On procède à l’équilibre de l’équation-bilan afin qu’il y ait le même nombre d’atomes au début et à la fin de la réaction pour respecter la loi de conservation de la matière. On détermine donc les nombres stœchiométriques de chaque espèce.

Il y a plusieurs manières d’effectuer cette dernière opération et l’important est d’arriver à trouver les bons nombres stœchiométriques. L’idéal est de travailler directement à partir des nombres d’atomes que l’on peut lire dans les formules chimiques, mais il est également possible de représenter les modèles moléculaires ou simplement des « boites » avec des boules de couleur ou de formes différentes pour figurer les différentes sortes d’atomes intervenant dans la réaction.

Important : si une réaction chimique peut être réalisée en laboratoire, son équation-bilan est toujours équilibrée et il est possible de trouver les nombres stœchiométriques !

Exemple 1 : Combustion du carbone dans le dioxygène

combustioncarbone

Exemple 2 : Combustion du méthane dans le dioxygène

combustionmethane

Exemple 3 : Synthèse du paracétamol. Elle peut s ‘écrire avec les formules semi-développées :

synthèse paracétamol

Cette équation est naturellement équilibrée (vous pouvez compter les atomes de chaque sorte des deux côtés de la flèche).

On peut aussi l’écrire avec les formules brutes pour simplifier l’équilibre

synthseparaceta

Bilan matière et calculs de moles et de masse

En plus de présenter ce qui s’est passé au cours d’une réaction chimique de façon compacte et rapide, les équations-bilan sont surtout utilisées pour effectuer des bilans de matière et calculer les masses des réactifs et/ou des produits à partir de leur nombre de moles (en relation avec les coefficients stœchiométriques).

Exemple : Reprenons la combustion du méthane dans le dioxygène

combmethanemole

 

Les coefficients stœchiométriques que nous avons trouvés en équilibrant la réaction nous indiquent qu’une mole de méthane (CH4) réagit avec deux moles de dioxygène (O2) pour former une mole de dioxyde de carbone (CO2) et deux moles d’eau (H2O).

Comme les formules moléculaires nous permettent de calculer les masses molaires des réactifs et des produits, l’équation-bilan équilibrée va nous permettre de savoir exactement quelle masse de chaque réactif ou de produit intervient dans la réaction à condition de connaître la quantité de matière d’au moins un élément des réactifs ou des produits.

Exemple : On effectue la combustion de 2g de méthane, quelle est la masse de dioxygène nécessaire et quelles sont les masses de dioxyde de carbone et d’eau obtenues ?

combmethanecalcul

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