2nde. D2. La chimie de l’effort

Les élèves doivent savoir
  • Décrire un système chimique et son évolution.
  • Écrire l’équation de la réaction chimique avec les nombres stœchiométriques corrects.
  • Exemple d’une combustion.
  • Pratiquer une démarche expérimentale pour mettre en évidence l’effet thermique d’une transformation chimique ou physique.

Mise en situation

Cherchant toujours à améliorer ses performances, Raphaël s’interroge sur le fonctionnement de son métabolisme et sur les aliments qui lui permettraient d’avoir le plus d’énergie durant l’effort. Devrait-il également ajouter du bicarbonate à ses boissons pour éviter les crampes ? Que sont ces combustions qui donnent de l’énergie aux muscles ? Comment le corps fait-il pour se refroidir ?

Retour sur la réaction chimique

Lors de l’étude de la synthèse chimique, nous avons utilisé le 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 ».

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…

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

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

Digestion de l’amidon

Pour répondre à la question de Raphaël sur les aliments qui apportent de « l’énergie » à l’organisme, il faut étudier l’interaction de ces aliments avec l’organisme en deux parties : leur digestion et leur action dans les muscles.

L’amidon est une substance que l’on retrouve dans de nombreuses céréales et de produits à base de céréales (pains, pâtes…) ainsi que dans les pommes de terres. C’est un aliment de base de l’homme depuis des millénaires. Au moment de sa digestion, l’amidon se retrouve dans l’estomac, qui est milieu très acide. Les acides de l’estomac vont agir comme un catalyseur de la réaction d’hydrolyse de l’amidon qui est sa transformation en glucose, un sucre qui va servir à faire fonctionner les muscles.

hydrolyseamidon

Comme on peut le voir sur la représentation du modèle moléculaire, l’amidon est une macromolécule, une très grande molécule, constituée par la répétition d’un même motif élémentaire C6H10O5. En milieu acide, l’eau va venir découper ces motifs et les transformer en un sucre, le glucose.

La réaction peut être suivie avec de l’eau iodée, bleue en présence d’amidon et jaune en son absence, et avec de la liqueur de Fehling qui forme un précipité rouge brique à chaud en présence de glucose.

Combustion du glucose dans les muscles

Le glucose extrait de l’amidon dans l’estomac va être véhiculé vers les muscles où il va servir à produire l’énergie nécessaire à leur contraction. Cette énergie sera dégagée sous forme de chaleur, on dit que c’est une réaction exothermique (qui produit de la chaleur).

Voici le bilan et l’équation-bilan de cette réaction :

glucose

Cette réaction nécessite du dioxygène, puisé dans l’air et transporté par l’hémoglobine du sang vers les muscles qui en ont besoin. Elle produit du dioxyde de carbone qui va être transporté par le sang vers les poumons pour y être rejeté dans l’air.

Echanges thermiques et refroidissement du corps lors de l’effort

La chaleur dégagée par cette combustion du glucose peut entraîner un échauffement excessif en cas d’effort. Le corps est alors obligé d’évacuer cette chaleur pour éviter une surchauffe qui serait dommageable aux organes interne. Pour cela de l’eau salé va être relâché en surface de la peau (la sueur) et son évaporation va pomper la chaleur excessive. En effet, pour passer de l’état liquide à l’état gazeux, l’eau a besoin de beaucoup d’énergie. Elle va donc absorber le surplus de chaleur du corps, ce qui va le faire refroidir.

Pour accélérer le refroidissement, certains sportifs utilisent également des poches de froid instantané. Ces pochettes contiennent du nitrate d’ammonium et une capsule d’eau hermétique. Pour les activer il faut briser la capsule d’eau, ce qui entraine la dissolution du nitrate d’ammonium dans l’eau. Cette dissolution est endothermique (elle absorbe la chaleur et donc produit du « froid »). On peut aussi utiliser du chlorure d’ammonium à la place du nitrate d’ammonium.

La dissolution du nitrate d’ammonium peut s’écrire de la façon suivante :

ammonium

Mise en situation

Raphaël participe à un stage de spéléologie, il y découvre un système d’éclairage étonnant puisque son moniteur ne fait que verser de l’eau dans une vieille lampe et il obtient une belle flamme éclairante ! Comment fonctionne cette lampe à carbure de calcium ?

La lampe à carbure de calcium

lampecarbure

La lampe à carbure de calcium, aussi appelée lampe à acétylène, est utilisée depuis la fin du XIXe siècle, après son invention par le français Henri Moissan en 1892, par les mineurs, mais a également servi à l’éclairage de certaines villes (comme la commune de Callac dans les Côtes-d’Armor) ou pour les phares de voitures et de vélo au début du XXe siècle. Il a été supplanté, après la première guerre mondiale, par les éclairages électriques, mais reste utilisé en spéléologie pour son faible coût, sa longue durée d’utilisation et sa relative sûreté d’utilisation.

La lampe fonctionne en deux temps :

  • Un réservoir d’eau coule au goutte à goutte sur des morceaux de carbure de calcium (préparé par la réaction du Coke – charbon très pure – sur de la chaux vive) donnant une réaction chimique dont l’un des produits est l’acétylène, un gaz très inflammable.
  • L’acétylène est alors évacué par une cheminée et enflammé à la sortie de celle-ci, donnant une combustion qui produit de la lumière, ainsi que du dioxyde de carbone et de l’eau.

Les bilans de réactions peuvent s’écrire de la façon suivante :

carburecalcium

Les deux réactions sont exothermiques, donc le réservoir de carbure de calcium chauffe au cours de son utilisation et la combustion de l’acétylène produit également de la chaleur, ce qui permet à certains spéléologues de chauffer leurs aliments sur cette flamme.

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