Réactions chimiques et équations
Cours complet : transformation chimique vs physique, réactifs et produits, loi de Lavoisier, équilibrage d’équations, combustions, réactions acide-métal et acide-base. Toutes les formules et méthodes pour le brevet.
Les réactions chimiques sont au cœur du programme de physique-chimie du brevet. Il faut savoir distinguer une transformation chimique d’une transformation physique, comprendre la loi de Lavoisier, écrire et équilibrer des équations, et connaître les grandes réactions (combustions, acide + métal, acide + base).
I. Transformation chimique vs transformation physique
| | Transformation physique | Transformation chimique |
|---|---|---|
| Définition | Changement d’état ou de forme sans création de nouvelles espèces chimiques | Les réactifs disparaissent et de nouveaux produits apparaissent |
| Espèces chimiques | Restent les mêmes | Changent : nouvelles molécules ou ions |
| Exemples | Glace → eau liquide (H₂O reste H₂O). Dissolution du sucre dans l’eau. Mélange huile + vinaigre | Combustion du méthane. Fer qui rouille. Acide + métal |
| Test | Réversible facilement (regeler l’eau) | Souvent irréversible. Nouvelles propriétés (couleur, gaz, chaleur) |
La dissolution du sel dans l’eau n’est PAS une transformation chimique : les ions Na⁺ et Cl⁻ existaient déjà dans le cristal de sel, ils se séparent simplement dans l’eau. En revanche, le mélange (huile + vinaigre) n’est ni chimique ni physique : c’est juste un mélange, aucune transformation ne se produit.
II. Réactifs et produits
Réactifs : espèces chimiques présentes au départ et qui sont consommées pendant la réaction.
Produits : espèces chimiques formées lors de la réaction (elles n’existaient pas avant).
Réaction chimique : processus au cours duquel les réactifs se transforment en produits.
On écrit une réaction chimique sous la forme :
Réactifs → Produits
Exemple : Carbone + Dioxygène → Dioxyde de carbone
En formule : C + O₂ → CO₂
La flèche → signifie « donne » ou « produit ». Le signe + sépare les différentes espèces.
III. La loi de conservation de la masse (Lavoisier)
« Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »
Lors d’une réaction chimique :
• La masse totale des réactifs = la masse totale des produits
• Les atomes sont conservés : ils se réarrangent mais ne disparaissent pas et ne sont pas créés
• Le nombre de chaque type d’atome est le même avant et après la réaction
C’est cette loi qui explique pourquoi on doit équilibrer les équations chimiques : il faut le même nombre de chaque atome de chaque côté de la flèche.
On brûle 12 g de carbone avec 32 g de dioxygène. On obtient 44 g de dioxyde de carbone.
Vérification : 12 + 32 = 44 g ✓ (la masse est conservée)
IV. Écrire et équilibrer une équation chimique
A. Méthode en 4 étapes
| Étape | Action |
|---|---|
| 1. Écrire les formules | Identifier les réactifs et les produits. Écrire leurs formules chimiques correctes. Ne JAMAIS modifier les formules pour équilibrer |
| 2. Compter les atomes | Compter le nombre de chaque type d’atome à gauche (réactifs) et à droite (produits) de la flèche |
| 3. Ajouter des coefficients | Placer des coefficients (nombres entiers) devant les formules pour que chaque type d’atome soit en nombre égal des deux côtés |
| 4. Vérifier | Recompter tous les atomes. Chaque type doit être en quantité égale de chaque côté |
B. Exemple détaillé : combustion du méthane
Réaction : Le méthane (CH₄) brûle dans le dioxygène (O₂) et produit du dioxyde de carbone (CO₂) et de l’eau (H₂O).
| Étape | Équation | Atomes à gauche | Atomes à droite | Équilibrée ? |
|---|---|---|---|---|
| 1. Formules brutes | CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O | C:1 H:4 O:2 | C:1 H:2 O:3 | ❌ H et O |
| 2. Équilibrer H | CH₄ + O₂ → CO₂ + 2 H₂O | C:1 H:4 O:2 | C:1 H:4 O:4 | ❌ O |
| 3. Équilibrer O | CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O | C:1 H:4 O:4 | C:1 H:4 O:4 | ✅ |
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
• On ne modifie JAMAIS les indices dans une formule (on ne transforme pas H₂O en H₂O₂ !)
• On ajoute des coefficients DEVANT les formules uniquement
• Les coefficients doivent être des nombres entiers les plus petits possibles
• Il faut aussi vérifier la conservation des charges pour les équations ioniques
C. Équations à connaître pour le brevet
| Réaction | Équation équilibrée |
|---|---|
| Combustion du carbone | C + O₂ → CO₂ |
| Combustion du méthane | CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O |
| Combustion du dihydrogène | 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O |
| Fer + acide chlorhydrique | Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂ |
| Zinc + acide chlorhydrique | Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂ |
| Acide + base (neutralisation) | H⁺ + HO⁻ → H₂O |
| Synthèse de l’eau | 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O |
V. Les combustions
Une combustion est une réaction chimique entre un combustible (ce qui brûle) et un comburant (ce qui permet de brûler, généralement le dioxygène O₂).
| | Combustion complète | Combustion incomplète |
|---|---|---|
| Condition | Suffisamment de dioxygène (O₂) | Pas assez de dioxygène |
| Produits | CO₂ (dioxyde de carbone) + H₂O (eau) | CO (monoxyde de carbone) et/ou C (carbone/suie) + H₂O |
| Flamme | Bleue (propre) | Jaune/orangée (fuligineuse) |
| Danger | CO₂ = gaz à effet de serre mais non toxique à faible dose | CO = gaz mortel (inodore, incolore, indétectable sans appareil) |
Tests d’identification des produits de combustion
| Espèce chimique | Test | Résultat positif |
|---|---|---|
| CO₂ (dioxyde de carbone) | Eau de chaux | L’eau de chaux se trouble (devient blanche laiteuse) |
| H₂O (eau) | Sulfate de cuivre anhydre | La poudre blanche devient bleue |
| H₂ (dihydrogène) | Flamme (allumette) | Détonation « pop » caractéristique |
| O₂ (dioxygène) | Bûchette incandescente | La bûchette se rallume |
Les 4 tests d’identification (CO₂, H₂O, H₂, O₂) sont des classiques du brevet. Apprenez-les par cœur avec le résultat attendu.
VI. Réaction acide + métal
Quand un acide (solution contenant des ions H⁺) réagit avec un métal, il se produit :
| Ce qui se passe | Ce qu’on observe |
|---|---|
| Le métal disparaît (il est consommé) | Le métal se dissout progressivement |
| Des ions métalliques se forment en solution | La solution peut changer de couleur (ex : vert pour Fe²⁺) |
| Du dihydrogène gazeux H₂ est produit | Effervescence (bulles de gaz). Test de la flamme : « pop » |
Exemples d’équations
| Réaction | Équation ionique |
|---|---|
| Fer + acide chlorhydrique | Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂ |
| Zinc + acide chlorhydrique | Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂ |
| Aluminium + acide chlorhydrique | 2 Al + 6 H⁺ → 2 Al³⁺ + 3 H₂ |
Dans ces équations ioniques, les ions Cl⁻ n’apparaissent pas : ils ne participent pas à la réaction. On les appelle ions spectateurs. On ne les écrit pas dans l’équation simplifiée.
VII. Réaction acide + base (neutralisation)
Quand une solution acide (contenant des ions H⁺) réagit avec une solution basique (contenant des ions HO⁻), il se produit une réaction de neutralisation.
H⁺ + HO⁻ → H₂O
Les ions H⁺ et HO⁻ réagissent ensemble pour former de l’eau. La solution devient neutre (pH = 7) si les quantités sont exactement égales.
| Avant la réaction | Après la neutralisation |
|---|---|
| Solution acide : pH < 7 (excès de H⁺) | pH se rapproche de 7. L’eau formée est neutre. Les ions spectateurs (Na⁺, Cl⁻) restent en solution |
| Solution basique : pH > 7 (excès de HO⁻) |
VIII. La masse volumique
La masse volumique est une grandeur qui relie la masse d’un objet à son volume. Elle permet d’identifier une substance.
ρ = m / V
Avec :
• ρ (rhô) = masse volumique (en g/cm³ ou kg/m³)
• m = masse (en g ou kg)
• V = volume (en cm³ ou m³)
Variantes : m = ρ × V et V = m / ρ
Masses volumiques de quelques matériaux courants
| Matériau | ρ (g/cm³) | ρ (kg/m³) |
|---|---|---|
| Eau | 1,00 | 1 000 |
| Aluminium | 2,70 | 2 700 |
| Fer | 7,87 | 7 870 |
| Cuivre | 8,96 | 8 960 |
| Or | 19,3 | 19 300 |
| Air (20 °C) | 0,0012 | 1,2 |
| Huile | ~0,90 | ~900 |
Pour convertir de g/cm³ en kg/m³, il suffit de multiplier par 1 000.
Exemple : ρ(fer) = 7,87 g/cm³ = 7 870 kg/m³
Un objet flotte dans l’eau si sa masse volumique est inférieure à 1 g/cm³ (c’est pourquoi l’huile flotte sur l’eau).
IX. Glossaire des définitions
X. Questions fréquentes (FAQ)
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