2GT.8. Modélisation des transformations chimiques

Les élèves doivent savoir
  • Modéliser, à partir de données expérimentales, une transformation par une réaction, établir l’équation de réaction associée et l’ajuster.
  • Identifier le réactif limitant à partir des quantités de matière des réactifs et de l’équation de réaction.
  • Déterminer le réactif limitant lors d’une transformation chimique totale, à partir de l’identification des espèces chimiques dans l’état final.
  • Modéliser, par l’écriture d’une équation de réaction, la combustion du carbone et du méthane, la corrosion d’un métal par un acide, l’action d’un acide sur le calcaire, l’action de l’acide chlorhydrique sur l’hydroxyde de sodium.
  • Mesurer une variation de température pour déterminer le caractère endothermique ou exothermique d’une transformation chimique et étudier l’influence de la masse du réactif limitant.

Système 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 nommées « 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)

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 si elles sont déjà présentes 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.

Équation-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 :

Réactifs(s) \longarrow Produits(s)

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’atomes 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 produites 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.

Équilibrer 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 « boîtes » 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

Exemple 2 : Combustion du méthane dans le dioxygène

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

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

Bilan matière en mole et masse

La masse molaire est la masse d’une mole de la matière étudiée et elle s’exprime en gramme par mole (g.mol-1).

Si on étudie des atomes seuls, on parle de masse molaire atomique, M. On retrouve cette masse molaire dans la classification périodique des éléments.

La relation entre la masse d’un corps et sa masse molaire va s’établir de la façon suivante :

Unités :

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

Cette relation est importante, car les nombres stœchiométriques d’une équation-bilan traduisent des proportions de quantité de matière en moles.

En plus de présenter ce qui s’est passé au cours d’une réaction chimique de façon compacte et rapide, les équations-bilans 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

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 obtenue ?

Réactif limitant

Dans l’exemple précédent, nous voyons que la combustion est complète si on dispose de 2g de méthane et de 8g de dioxygène. On dit que les réactifs sont en proportions stœchiométriques.

Mais le plus souvent, l’un (ou plusieurs) des réactifs est (sont) introduit(s) en excès. Il reste donc des réactifs non utilisés en fin de réaction qui va être limitée par le premier réactif qui est totalement consommé : on dit que c’est le réactif limitant.

Concrètement, toujours dans l’exemple précédent, quand on brûle du méthane dans l’air, la quantité de dioxygène n’est pas vraiment limitée (en extérieur) et c’est donc le méthane qui est ici le réactif limitant. En fin de combustion il restera du dioxygène dans l’air

Effets thermique d’une transformation chimique.

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 terre. 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.

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 :

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.

Échanges 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 internes. Pour cela de l’eau salée va être relâchée 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 entraîne 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 :

La lampe à carbure de calcium

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 :

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.

Chapitres Précédent

Chapitre suivant