Les réactions chimiques

## Objectifs et prérequis **Objectifs** : À la fin de ce chapitre, l’élève sera capable de : 1. Définir une réaction chimique et identifier les réactifs et les produits. 2. Écrire une équation chimique correcte en utilisant les formules brutes des espèces chimiques. 3. Énoncer et expliquer la loi de conservation de la masse (Lavoisier) et l’appliquer pour vérifier qu’une équation est équilibrée. 4. Équilibrer une équation chimique par la méthode d’inspection, en justifiant chaque étape. 5. Classer une réaction donnée parmi les quatre types fondamentaux : synthèse, décomposition, déplacement simple et double déplacement. 6. Décrire l’influence de la concentration, de la température, de la pression, de la surface de contact et de la présence d’un catalyseur sur la vitesse d’une réaction. 7. Définir l’énergie d’activation et expliquer comment un catalyseur diminue cette énergie sans être consommé. 8. Résoudre des problèmes simples de calcul de quantités de matière liées à une réaction équilibrée. **Prérequis** : L’élève doit maîtriser : - Les notions d’atome, de molécule et d’ion. - La rédaction d’une formule brute (ex. : H₂O, NaCl, CO₂). - Le concept de mole et la masse molaire d’une substance. - Les opérations de base en algèbre (proportions, résolution d’équations du premier degré). - Les unités du Système International (mol, g, L, atm, K, s). --- ## Introduction contextualisée Depuis l’antiquité, l’homme observe des transformations de la matière : le bois qui brûle, le fer qui rouille, le lait qui tourne. Au XVIIIᵉ siècle, Antoine Lavoisier a montré que ces transformations ne sont pas des destructions mystérieuses mais des **réarrangements d’atomes** qui obéissent à une loi fondamentale : **rien ne se crée, rien ne se perd, tout se transforme**. Cette loi, aujourd’hui connue sous le nom de **loi de conservation de la masse**, constitue le pilier sur lequel repose la chimie moderne. Dans la vie quotidienne et dans l’industrie, nous exploitons délibérément des réactions chimiques : synthèse d’engrais, production d’énergie dans les moteurs, fabrication de médicaments, traitement de l’eau, etc. Comprendre comment écrire, équilibrer et interpréter une réaction chimique permet donc non seulement de réussir l’examen du BEPC, mais aussi de saisir les enjeux scientifiques et technologiques de notre société. Ce cours propose une approche progressive : d’abord la représentation d’une réaction, puis la vérification de la conservation de la masse, ensuite la classification des types de réactions, enfin l’étude des facteurs qui en modifient la vitesse et le rôle des catalyseurs. Chaque notion est accompagnée de définitions précises, de démonstrations logiques, d’exemples entièrement résolus et de rappels sous forme de blocs « à retenir » (> ). --- ## I. Définition d’une réaction chimique et représentation par une équation chimique ### Définition > **Une réaction chimique est un processus au cours duquel des espèces chimiques appelées réactifs se transforment en d’autres espèces appelées produits, avec rupture et formation de liaisons chimiques, tout en conservant le nombre et le type d’atomes.** Cette définition implique trois points essentiels : - **Conservation des atomes** (aucun atome n’apparaît ni ne disparaît). - **Transformation des liaisons** (les liaisons des réactifs sont rompues, de nouvelles liaisons apparaissent dans les produits). - **Changement de propriétés** (les produits possèdent généralement des propriétés physiques et chimiques différentes de celles des réactifs). ### Réactifs et produits Dans une équation chimique, on place les **réactifs** à gauche et les **produits** à droite, séparés par une flèche qui indique le sens de la transformation : \[ \text{réactifs} \;\longrightarrow\; \text{produits} \] Les coefficients stoichiométriques (les nombres placés devant chaque formule) indiquent en combien de moles chaque espèce intervient. ### Écriture d’une équation chimique Pour écrire une équation, il faut : 1. Identifier les réactifs et les produits (souvent donnés par l’énoncé). 2. Écrire leurs formules brutes correctes. 3. On ne écrit pas le coefficient 1 lorsqu’il vaut 1 (il est sous‑entendu). Si besoin, on introduira un coefficient différent lors de l’équilibrage. 4. Vérifier que le nombre d’atomes de chaque élément est identique des deux côtés (étape d’équilibrage, voir partie II). > **Règle d’écriture** : les symboles des éléments suivent la convention IUPAC (première lettre majuscule, éventuelle deuxième lettre minuscule). Les indices indiquent le nombre d’atomes dans la molécule ; ils sont écrits en bas à droite, sans espace. ### Exemple 1 : combinaison d’hydrogène et d’oxygène (formation d’eau) **Énoncé** : L’hydrogène gazeux réagit avec l’oxygène gazeux pour donner de l’eau liquide. 1. Réactifs : H₂ (g) et O₂ (g). 2. Produit : H₂O (l). 3. Équation non équilibrée : \[ \mathrm{H_2} + \mathrm{O_2} \;\longrightarrow\; \mathrm{H_2O} \] On reviendra à l’équilibrage dans la partie II. ### Exemple 2 : décomposition du peroxyde d’hydrogène **Énoncé** : Le peroxyde d’hydrogène (eau oxygénée) se décompose en eau et en oxygène gazeux. 1. Réactif : H₂O₂ (l). 2. Produits : H₂O (l) et O₂ (g). 3. Équation non équilibrée : \[ \mathrm{H_2O_2} \;\longrightarrow\; \mathrm{H_2O} + \mathrm{O_2} \] --- ## II. Loi de conservation de la masse et équilibrage des équations chimiques ### Loi de Lavoisier > **Loi de conservation de la masse (Lavoisier, 1789)** : Au cours d’une réaction chimique, la masse totale des substances présentes avant la réaction est égale à la masse totale des substances présentes après la réaction, à condition que le système soit fermé (aucun échange de matière avec l’extérieur). Cette loi se traduit au niveau atomique par : **le nombre d’atomes de chaque élément est invariant**. ### Démonstration expérimentale (expérience de la fermeture du récipient) Lavoisier a placé une quantité connue de mercure dans un récipient hermétique, l’a chauffé pour former de l’oxyde de mercure (HgO), puis a laissé refroidir. La masse du récipient avant et après la réaction était identique, montrant que l’oxygène provenant de l’air avait été capté dans le composé et que aucune masse n’avait disparu. ### Principe d’équilibrage Équilibrer une équation signifie **ajuster les coefficients stoichiométriques** de façon à ce que, pour chaque élément, le nombre d’atomes du côté réactifs soit égal à celui du côté produits. On ne change jamais les indices (qui feraient changer l’identité de l’espèce). ### Méthode pas à pas (équilibrage par inspection) 1. **Lister** tous les éléments présents dans l’équation. 2. **Compter** le nombre d’atomes de chaque élément dans les réactifs et dans les produits (en tenant compte des coefficients actuels). 3. **Choisir** un élément qui apparaît dans une seule espèce de chaque côté (si possible) et ajuster son coefficient pour égaliser les nombres. 4. **Procéder** élément par élément, en revenant en arrière si nécessaire, jusqu’à ce que tous les éléments soient équilibrés. 5. **Vérifier** que les coefficients sont les plus petits nombres entiers possibles (on peut diviser tous les coefficients par leur plus grand commun diviseur si ce n’est pas le cas). > **Astuce** : Commencer par les éléments qui apparaissent le moins souvent (souvent les métaux ou les éléments présents dans un seul composé). Laisser l’hydrogène et l’oxygène pour la fin, car ils se trouvent souvent dans plusieurs espèces. ### Exemple 1 : combustion du méthane **Énoncé** : Le méthane (CH₄) réagit avec l’oxygène (O₂) pour produire du dioxyde de carbone (CO₂) et de l’eau (H₂O). 1. Équation de base : \[ \mathrm{CH_4} + \mathrm{O_2} \;\longrightarrow\; \mathrm{CO_2} + \mathrm{H_2O} \] 2. Comptage initial : | Élément | Réactifs | Produits | |---------|----------|----------| | C | 1 | 1 | | H | 4 | 2 | | O | 2 | 2 + 1 = 3 | 3. Équilibrer l’hydrogène : mettre un coefficient 2 devant H₂O → \[ \mathrm{CH_4} + \mathrm{O_2} \;\longrightarrow\; \mathrm{CO_2} + 2\mathrm{H_2O} \] Nouveau comptage : H = 4 des deux côtés. 4. Équilibrer l’oxygène : maintenant O du côté produits = 2 (CO₂) + 2 × 1 (2 H₂O) = 4. Il faut donc 2 O₂ du côté réactifs : \[ \mathrm{CH_4} + 2\mathrm{O_2} \;\longrightarrow\; \mathrm{CO_2} + 2\mathrm{H_2O} \] 5. Vérification finale : C = 1, H = 4, O = 4 des deux côtés. Les coefficients sont déjà les plus petits entiers. > **À retenir** : La combustion d’un hydrocarbure suit toujours le schéma : CₓHᵧ + (x + y/4) O₂ → x CO₂ + (y/2) H₂O. ### Exemple 2 : réaction entre nitrate de plomb(II) et iodure de potassium **Énoncé** : Pb(NO₃)₂ (aq) + KI (aq) → PbI₂ (s) + KNO₃ (aq). 1. Équation de base : \[ \mathrm{Pb(NO_3)_2} + \mathrm{KI} \;\longrightarrow\; \mathrm{PbI_2} + \mathrm{KNO_3} \] 2. Comptage : | Élément | Réactifs | Produits | |---------|----------|----------| | Pb | 1 | 1 | | N | 2 | 1 | | O | 6 | 3 | | K | 1 | 1 | | I | 1 | 2 | 3. Équilibrer l’azote et l’oxygène : mettre un coefficient 2 devant KNO₃ → \[ \mathrm{Pb(NO_3)_2} + \mathrm{KI} \;\longrightarrow\; \mathrm{PbI_2} + 2\mathrm{KNO_3} \] Nouveau comptage : N = 2, O = 6 des deux côtés. 4. Équilibrer le potassium : maintenant K du côté produits = 2 (2 KNO₃). Il faut donc 2 KI du côté réactifs : \[ \mathrm{Pb(NO_3)_2} + 2\mathrm{KI} \;\longrightarrow\; \mathrm{PbI_2} + 2\mathrm{KNO_3} \] 5. Vérifier l’iode : I du côté réactifs = 2 × 1 = 2 ; du côté produits = 2 (dans PbI₂). Tout est équilibré. > **À retenir** : Lors d’un échange d’ions (double déplacement), il faut vérifier que chaque espèce ionique apparaît bien avec son indice correct (ex. : Pb²⁺ avec deux I⁻ donne PbI₂). --- ## III. Classification des réactions chimiques ### III.1 Réactions de synthèse (ou de combinaison) > **Définition** : Deux ou plusieurs réactifs simples se combinent pour former un seul produit plus complexe. **Forme générale** : A + B → AB **Exemple** : Formation de l’ammoniac : \[ \mathrm{N_2} + 3\mathrm{H_2} \;\longrightarrow\; 2\mathrm{NH_3} \] ### III.2 Réactions de décomposition > **Définition** : Un seul réactif se décompose en deux ou plusieurs produits plus simples. **Forme générale** : AB → A + B **Exemple** : Décomposition du chlorate de potassium (utilisé comme source d’oxygène) : \[ 2\mathrm{KClO_3} \;\longrightarrow\; 2\mathrm{KCl} + 3\mathrm{O_2} \] ### III.3 Réactions de déplacement simple > **Définition** : Un élément plus réactif remplace un élément moins réactif dans un composé. **Forme générale** : A + BC → AC + B (où A est plus réactif que B). **Exemple** : Le zinc remplace l’hydrogène dans l’acide chlorhydrique : \[ \mathrm{Zn} + 2\mathrm{HCl} \;\longrightarrow\; \mathrm{ZnCl_2} + \mathrm{H_2} \] ### III.4 Réactions de double déplacement (ou d’échange) > **Définition** : Les cations et les anions de deux composés échangent leurs partenaires pour former deux nouveaux composés. **Forme générale** : AB + CD → AD + CB **Exemple** : Précipitation du chlorure d’argent : \[ \mathrm{AgNO_3} (aq) + \mathrm{NaCl} (aq) \;\longrightarrow\; \mathrm{AgCl} (s) + \mathrm{NaNO_3} (aq) \] > **À retenir** : Dans une réaction de double déplacement, l’un des produits est souvent un précipité, un gaz ou une molécule d’eau, ce qui rend la réaction irréversible dans les conditions usuelles. ### Exercices d’illustration (non notés) 1. Identifier le type de réaction : a) CaO + H₂O → Ca(OH)₂ b) 2HgO → 2Hg + O₂ c) Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu d) BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ + 2NaCl **Réponses** : a) synthèse, b) décomposition, c) déplacement simple, d) double déplacement. --- ## IV. Facteurs influençant la vitesse d’une réaction La **vitesse d’une réaction** (v) est définie comme la variation de la concentration d’un réactif ou d’un produit par unité de temps : \[ v = -\frac{1}{\nu_i}\frac{d[\mathrm{X}_i]}{dt} = \frac{1}{\nu_j}\frac{d[\mathrm{Y}_j]}{dt} \] où νᵢ et νⱼ sont les coefficients stoichiométriques (positifs pour les produits, négatifs pour les réactifs). Plusieurs facteurs externes modifient cette vitesse : ### IV.1 Concentration des réactifs > **Règle** : À température constante, la vitesse d’une réaction est proportionnelle au produit des concentrations des réactifs, chacune élevée à un ordre qui dépend du mécanisme. Pour une réaction élémentaire d’ordre un en chaque réactif : \[ v = k[\mathrm{A}][\mathrm{B}] \] où k est la constante de vitesse. **Illustration** : Augmenter la concentration de l’acide chlorhydrique dans la réaction avec le carbonate de calcium augmente la fréquence des collisions efficaces entre H⁺ et CO₃²⁻, donc la vitesse de libération de CO₂ augmente. ### IV.2 Température > **Loi d’Arrhenius** : La constante de vitesse k varie avec la température T selon : \[ k = A \, e^{-\frac{E_a}{RT}} \] où A est le facteur préexponentiel, Eₐ l’énergie d’activation, R = 8,314 J mol⁻¹ K⁻¹, T la température en kelvins. Une hausse de T augmente exponentiellement k, donc la vitesse. **Exemple** : La décomposition du peroxyde d’hydrogène est très lente à température ambiante, mais devient rapide à 60 °C. ### Exemple 1 : Effet de la température sur la vitesse de décomposition du H₂O₂ **Données** : À 20 °C, k₁ = 1,0 × 10⁻⁵ s⁻¹ ; à 40 °C, k₂ = 4,0 × 10⁻⁵ s⁻¹. **Calcul du facteur d’accélération** : \[ \frac{k_2}{k_1} = \frac{4,0\times10^{-5}}{1,0\times10^{-5}} = 4 \] Ainsi, augmenter la température de 293 K à 313 K (une hausse de 20 K) quadruple la vitesse. ### Exemple 2 : Effet de la concentration sur la réaction entre HCl et CaCO₃ Réaction : \[ \mathrm{CaCO_3 (s)} + 2\mathrm{HCl (aq)} \;\longrightarrow\; \mathrm{CaCl_2 (aq)} + \mathrm{CO_2 (g)} + \mathrm{H_2O (l)} \] On mesure le volume de CO₂ libéré en fonction du temps pour deux concentrations d’HCl : 0,1 M et 0,2 M (excès de CaCO₃ solide). Résultat expérimental : à 0,2 M, le volume de CO₂ atteint 50 mL en 30 s ; à 0,1 M, le même volume nécessite 60 s. La vitesse initiale est donc approximativement doublée lorsque la concentration d’HCl est doublée, conformément à un ordre un en HCl (la réaction étant limitée par l’accès des ions H⁺ à la surface du solide). ### IV.3 Pression (pour les gaz) > **Principe** : Augmenter la pression diminue le volume disponible, ce qui augmente la concentration des gaz (c = n/V). Selon la loi des gaz parfaits, PV = nRT, donc à T constant, P ∝ c. Conséquence : Une réaction entre gaz voit sa vitesse augmenter avec la pression (ex. : synthèse de l’ammoniac, N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, favorisée par haute pression). ### IV.4 Surface de contact (solides) > **Règle** : Pour une réaction impliquant un solide, seule la surface exposée participe aux collisions. Augmenter la surface (par broyage, utilisation de poudre) augmente le nombre de sites réactifs et donc la vitesse. **Exemple** : La réaction du marbre (CaCO₃) avec l’acide chlorhydrique est plus rapide avec du marbre en poudre qu’avec un gros bloc. ### IV.5 Présence d’un catalyseur > **Définition** : Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction sans être consommée dans l’équation globale. Il fournit une voie réactionnelle d’énergie d’activation plus faible. Le catalyseur apparaît identique en quantité et en composition chimique avant et après la réaction. **Exemple** : Le dioxyde de manganèse (MnO₂) catalyse la décomposition du H₂O₂ : \[ 2\mathrm{H_2O_2} \xrightarrow{\text{MnO}_2} 2\mathrm{H_2O} + \mathrm{O_2} \] Le MnO₂ peut être récupéré inchangé après la réaction. > **À retenir** : Un catalyseur ne modifie pas l’équilibre d’une réaction réversible ; il accélère seulement l’atteinte de l’équilibre. --- ## V. Catalyseur et énergie d’activation ### V.1 Définition de l’énergie d’activation > **Énergie d’activation (Eₐ)** : Énergie minimale que doivent posséder les molécules réactives pour que une collision mène à la rupture des liaisons initiales et à la formation du complexe activé (état de transition). ### V.2 Diagramme énergétique (schéma) ``` Énergie ^ | TS (état de transition) | /\ | / \ | / \ Ea (avec catalyseur) | / \____________________ | / \ | / \ Ea (sans catalyseur) | / \____________________ | / Réactifs Produits +---------------------------------------------------------------> Coordonnée de réaction ``` Le catalyseur abaisse la barre d’énergie (Eₐ,catalyseur < Eₐ,sans catalyseur) sans changer l’enthalpie globale de la réaction (ΔH reste identique). ### V.3 Effet du catalyseur sur Eₐ Le catalyseur fournit un mécanisme réactionnel alternatif comportant une ou plusieurs étapes intermédiaires dont chacune possède une énergie d’activation plus faible que celle de la réaction non catalysée. **Exemple quantitatif** : Pour la décomposition du H₂O₂, Eₐ ≈ 75 kJ mol⁻¹ sans catalyseur ; avec MnO₂, Eₐ ≈ 45 kJ mol⁻¹. En utilisant la loi d’Arrhenius, on peut estimer l’accélération de vitesse à 298 K : \[ \frac{k_{\text{cat}}}{k_{\text{no cat}}} = \exp\!\left[-\frac{E_{a,\text{cat}}-E_{a,\text{no cat}}}{RT}\right] = \exp\!\left[-\frac{-30\,000}{8,314\times298}\right] \approx e^{12,1} \approx 1,8\times10^{5} \] Ainsi, le catalyseur augmente la vitesse d’environ 200 000 fois. ### V.4 Exemple complet : Décomposition du H₂O₂ avec MnO₂ **Énoncé** : On dépose 0,5 g de MnO₂ dans 100 mL de solution d’H₂O₂ à 3 % (≈0,88 M). On mesure le volume d’O₂ libéré. 1. Équation globale (inchangée) : \[ 2\mathrm{H_2O_2} \;\longrightarrow\; 2\mathrm{H_2O} + \mathrm{O_2} \] 2. Le MnO₂ apparaît au-dessus de la flèche : \[ 2\mathrm{H_2O_2} \xrightarrow{\text{MnO}_2} 2\mathrm{H_2O} + \mathrm{O_2} \] 3. Après réaction, on filtre et on récupère le MnO₂, dont la masse reste 0,5 g (dans les limites de l’erreur expérimentale). ### V.5 Exemple : Catalyse acide de la réaction entre l’iode et l’acétone Réaction : \[ \mathrm{CH_3COCH_3} + \mathrm{I_2} \xrightarrow{\mathrm{H^+}} \mathrm{CH_3COCH_2I} + \mathrm{HI} \] L’ion H⁺ (proton) provenant d’un acide fort (ex. : HCl) forme un intermédiaire plus réactif (l’acétone protonée) qui réduit l’énergie d’activation de l’étape d’iodation. Le H⁺ est régénéré à la fin, donc il agit comme catalyseur. > **À retenir** : Un catalyseur peut être hétérogène (solide, ex. : MnO₂, Pt) ou homogène (dans la même phase que les réactifs, ex. : ion H⁺ en solution). --- ## VI. Synthèse du chapitre - Une réaction chimique transforme des réactifs en produits en rompant et formant des liaisons, tout en conservant le nombre et le type d’atomes (loi de Lavoisier). - L’équation chimique doit être équilibrée : même nombre d’atomes de chaque élément des deux côtés. - Méthode d’équilibrage par inspection : compter, ajuster les coefficients, vérifier, réduire au plus petit entier commun. - Quatre types fondamentaux : synthèse (A + B → AB), décomposition (AB → A + B), déplacement simple (A + BC → AC + B), double déplacement (AB + CD → AD + CB). - La vitesse d’une réaction dépend de la concentration des réactifs, de la température (loi d’Arrhenius), de la pression (pour les gaz), de la surface des solides et de la présence d’un catalyseur. - Un catalyseur augmente la vitesse en fournissant une voie d’énergie d’activation plus faible, sans être consommé ni modifier l’équilibre. - L’énergie d’activation (Eₐ) représente la barrière énergétique à franchir pour que la réaction se produise ; elle est diminuée par le catalyseur. --- ## Glossaire | Terme | Définition | |-------|------------| | Réactif | Espèce chimique présente avant la transformation et consommée lors de la réaction. | | Produit | Espèce chimique formée lors de la réaction et présente après la transformation. | | Coefficient stoichiométrique | Nombre placé devant une formule dans une équation chimique indiquant la proportion en moles de cette espèce. | | Loi de conservation de la masse | Principe selon lequel la masse totale d’un système fermé reste constante au cours d’une réaction chimique. | | Énergie d’activation (Eₐ) | Énergie minimale nécessaire pour que les réactifs atteignent l’état de transition et que la réaction se produise. | | Catalyseur | Substance qui augmente la vitesse d’une réaction sans être consommée dans l’équation globale. | | Réaction de synthèse | Combinaison de deux ou plusieurs réactifs simples pour former un seul produit plus complexe. | | Réaction de décomposition | Scission d’un seul réactif en deux ou plusieurs produits plus simples. | | Réaction de déplacement simple | Remplacement d’un élément dans un composé par un autre élément plus réactif. | | Réaction de double déplacement | Échange des ions entre deux composés donnant deux nouveaux composés (souvent avec formation de précipité, de gaz ou d’eau). | | Ordre de réaction | Exposant auquel la concentration d’un réactif est élevée dans l’expression expérimentale de la vitesse. | | Loi d’Arrhenius | Relation entre la constante de vitesse k, la température T et l’énergie d’activation Eₐ : k = A e^(−Eₐ/RT). | | État de transition | Complexe instable formé au sommet de la barrière d’énergie lors d’une réaction élémentaire. | | Catalyseur hétérogène | Catalyseur présent dans une phase différente de celle des réactifs (ex. : solide dans un mélange gazeux ou liquide). | | Catalyseur homogène | Catalyseur présent dans la même phase que les réactifs (ex. : ion H⁺ en solution aqueuse). | --- ## Exercices d’application corrigés ### Exercice 1 (niveau facile) **Énoncé** : Écrire l’équation chimique équilibrée de la réaction entre l’aluminium solide et le dioxygène gazeux donnant l’oxyde d’aluminium (Al₂O₃). **Corrigé** 1. Formule des espèces : Al (s), O₂ (g), Al₂O₃ (s). 2. Équation de base : \[ \mathrm{Al} + \mathrm{O_2} \;\longrightarrow\; \mathrm{Al_2O_3} \] 3. Comptage des atomes : | Élément | Réactifs | Produits | |---------|----------|----------| | Al | 1 | 2 | | O | 2 | 3 | 4. Équilibrer l’aluminium : mettre 2 Al → \[ 2\mathrm{Al} + \mathrm{O_2} \;\longrightarrow\; \mathrm{Al_2O_3} \] Al = 2 des deux côtés. 5. Équilibrer l’oxygène : actuellement O du côté réactifs = 2, du côté produits = 3. Le plus petit commun multiple de 2 et 3 est 6. Multiplier O₂ par 3 et Al₂O₃ par 2 : \[ 2\mathrm{Al} + 3\mathrm{O_2} \;\longrightarrow\; 2\mathrm{Al_2O_3} \] 6. Vérification finale : Al = 4 des deux côtés ; O = 6 des deux côtés. **Réponse** : \[ \boxed{4\mathrm{Al} + 3\mathrm{O_2} \longrightarrow 2\mathrm{Al_2O_3}} \] --- ### Exercice 2 (niveau intermédiaire) **Énoncé** : La réaction entre le nitrate d’argent (AgNO₃) aqueux et le chlorure de sodium (NaCl) aqueux donne un précipité de chlorure d’argent (AgCl) et du nitrate de sodium (NaNO₃) aqueux. a) Écrire l’équation chimique équilibrée. b) Identifier le type de réaction. **Corrigé** a) Équation de base : \[ \mathrm{AgNO_3} + \mathrm{NaCl} \;\longrightarrow\; \mathrm{AgCl} + \mathrm{NaNO_3} \] Comptage : chaque élément apparaît une fois de chaque côté → déjà équilibrée. b) Cette réaction implique l’échange des cations Ag⁺ et Na⁺ avec les anions NO₃⁻ et Cl⁻ : c’est une **réaction de double déplacement** (échange d’ions). **Réponse** : a) $\displaystyle \mathrm{AgNO_3 (aq)} + \mathrm{NaCl (aq)} \rightarrow \mathrm{AgCl (s)} + \mathrm{NaNO_3 (aq)}$ b) Double déplacement. --- ### Exercice 3 (niveau intermédiaire) **Énoncé** : On veut préparer de l’hydrogène gazeux par réaction du zinc avec l’acide sulfurique selon l’équation : \[ \mathrm{Zn} + \mathrm{H_2SO_4} \rightarrow \mathrm{ZnSO_4} + \mathrm{H_2} \] Déterminer le volume d’hydrogène (aux conditions normales de température et de pression, CNTP) obtenu à partir de 6,5 g de zinc. **Corrigé** 1. Vérifier l’équation : Zn = 1, H = 2 des deux côtés, S = 1, O = 4 → équilibrée. 2. Masse molaire du Zn = 65,38 g mol⁻¹. 3. Nombre de moles de Zn : \[ n_{\mathrm{Zn}} = \frac{6,5\ \mathrm{g}}{65,38\ \mathrm{g\,mol^{-1}}} = 0,0995\ \mathrm{mol}\approx 0,10\ \mathrm{mol} \] 4. D’après l’équation, 1 mol Zn produit 1 mol H₂. Donc n(H₂) = 0,0995 mol. 5. Au CNTP, 1 mol de gaz occupe 22,4 L. \[ V_{\mathrm{H_2}} = 0,0995\ \mathrm{mol} \times 22,4\ \mathrm{L\,mol^{-1}} = 2,23\ \mathrm{L} \] **Réponse** : Environ **2,2 L** d’hydrogène aux CNTP. --- ### Exercice 4 (niveau avancé) **Énoncé** : La décomposition du peroxyde d’hydrogène suit la loi d’Arrhenius avec un facteur préexponentiel A = 2,5 × 10¹² s⁻¹ et une énergie d’activation Eₐ = 75 kJ mol⁻¹. a) Calculer la constante de vitesse k à 298 K. b) Si l’on ajoute un catalyseur qui diminue Eₐ à 45 kJ mol⁻¹ (A inchangé), quel est le facteur d’accélération de la réaction à 298 K ? **Corrigé** a) Utiliser la loi d’Arrhenius : \[ k = A \, e^{-\frac{E_a}{RT}} \] Convertir Eₐ en joules : 75 kJ mol⁻¹ = 75 000 J mol⁻¹. \[ \frac{E_a}{RT} = \frac{75\,000}{8,314 \times 298} = \frac{75\,000}{2\,477,6} \approx 30,28 \] \[ k = 2,5\times10^{12}\ \mathrm{s^{-1}} \times e^{-30,28} \] \[ e^{-30,28} \approx 7,0\times10^{-14} \] \[ k \approx 2,5\times10^{12} \times 7,0\times10^{-14} = 1,75\times10^{-1}\ \mathrm{s^{-1}} \approx 0,18\ \mathrm{s^{-1}} \] b) Avec le catalyseur, Eₐ′ = 45 kJ mol⁻¹ = 45 000 J mol⁻¹. \[ \frac{E_a'}{RT} = \frac{45\,000}{8,314 \times 298} = \frac{45\,000}{2\,477,6} \approx 18,16 \] \[ k' = 2,5\times10^{12} \times e^{-18,16} \] \[ e^{-18,16} \approx 1,30\times10^{-8} \] \[ k' \approx 2,5\times10^{12} \times 1,30\times10^{-8} = 3,25\times10^{4}\ \mathrm{s^{-1}} \] Facteur d’accélération : \[ \frac{k'}{k} = \frac{3,25\times10^{4}}{1,75\times10^{-1}} \approx 1,86\times10^{5} \] **Réponse** : a) $k(298\ \mathrm{K}) \approx 1,8\times10^{-1}\ \mathrm{s^{-1}}$ b) Le catalyseur augmente la vitesse d’environ **1,9 × 10⁵ fois**. --- ### Exercice 5 (niveau avancé) **Énoncé** : Dans un récipient fermé de volume 2,0 L contenant un mélange gazeux d’hydrogène et d’oxygène aux conditions initiales : n(H₂) = 0,30 mol, n(O₂) = 0,15 mol, température 300 K. La réaction : \[ 2\mathrm{H_2} + \mathrm{O_2} \rightarrow 2\mathrm{H_2O} \] se déroule jusqu’à épuisement du réactif limitant. a) Identifier le réactif limitant. b) Calculer la quantité de vapeur d’eau formée (en moles). c) Déterminer la pression finale du mélange gazeux (en supposant que la vapeur d’eau se comporte comme un gaz idéal et que la température reste constante à 300 K). **Corrigé** a) D’après l’équation, 2 mol H₂ réagissent avec 1 mol O₂. Le rapport nécessaire est n(H₂)/2 = n(O₂). - n(H₂)/2 = 0,30/2 = 0,15 mol - n(O₂) = 0,15 mol Les deux sont exactement dans le rapport stœchiométrique : aucun réactif n’est en excès, les deux sont complètement consommés. On peut considérer les deux comme limitants, mais pour la suite on prendra que les deux sont totalement utilisés. b) D’après l’équation, 2 mol H₂ donnent 2 mol H₂O, donc le nombre de moles d’H₂O formé égale le nombre de moles d’H₂ initialement présent (puisque chaque H₂ donne une H₂O). \[ n_{\mathrm{H_2O}} = n_{\mathrm{H_2,initial}} = 0,30\ \mathrm{mol} \] (On pourrait aussi prendre 2 × n(O₂) = 0,30 mol, même résultat.) c) Après réaction, les gaz restants sont uniquement la vapeur d’eau (les réactifs ont disparu). Le nombre total de moles de gaz = n(H₂O) = 0,30 mol. Utiliser la loi des gaz parfaits : \[ PV = nRT \;\Longrightarrow\; P = \frac{nRT}{V} \] \[ P = \frac{0,30\ \mathrm{mol} \times 8,314\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}} \times 300\ \mathrm{K}}{2,0\ \mathrm{L}} \] Convertir le volume en m³ pour obtenir des pascals : 2,0 L = 2,0 × 10⁻³ m³. \[ P = \frac{0,30 \times 8,314 \times 300}{2,0\times10^{-3}} = \frac{0,30 \times 2\,494,2}{0,002} = \frac{748,26}{0,002} = 374\,130\ \mathrm{Pa} \] En hectopascals (hPa) : 3741 hPa ≈ 3,74 bar. **Réponse** : a) Les deux réactifs sont exactement dans le rapport stœchiométrique (aucun excès). b) $n_{\mathrm{H_2O}} = 0,30\ \mathrm{mol}$ c) $P_{\mathrm{finale}} \approx 3,7\times10^{5}\ \mathrm{Pa}$ (≈ 3,7 bar). --- ## Erreurs fréquentes | Erreur fréquente | Pourquoi elle se produit | Comment l’éviter | |------------------|--------------------------|------------------| | **Oublier de vérifier l’équilibrage après avoir modifié un coefficient** | On ajuste un coefficient pour un élément, puis on oublie de recompter les autres éléments qui peuvent être affectés. | Après chaque modification, refaire le tableau de comptage pour **tous** les éléments avant de passer au suivant. | | **Confondre les indices et les coefficients** (ex. : écrire 2H₂O comme H₄O₂) | On croit que le coefficient multiplie les indices, alors qu’il multiplie la totalité de la formule. | Rappeler que le coefficient se place **devant** la formule et s’applique à chaque atome de celle‑ci ; les indices restent inchangés. | | **Utiliser la loi d’Arrhenius avec une température en degrés Celsius** | La constante des gaz parfaits R nécessite une température absolue (kelvins). | Toujours convertir T(°C) en T(K) = T(°C)+273,15 avant d’insérer dans l’équation. | | **Considérer qu’un catalyseur apparaît dans l’équation globale** | On pense que, puisqu’il participe à la réaction, il doit figurer comme réactif ou produit. | Se rappeler que le catalyseur est **inchangé** en quantité et en nature ; il s’écrit au‑dessus de la flèche, pas dans l’équation. | | **Ne pas tenir compte de l’état physique lors de l’identification du type de réaction** (ex. : considérer une précipitation comme une simple mélange) | On se focalise seulement sur les formules et oublie que la formation d’un précipité, d’un gaz ou d’eau caractérise souvent une réaction de double déplacement. | Après avoir écrit l’équation, vérifier si l’un des produits est marqué (s), (g) ou (l) ; cela aide à confirmer le type et à prévoir l’observabilité. | | **Inverser le sens de la flèche lors de l’écriture d’une réaction réversible** | On oublie que certaines réactions peuvent aller dans les deux sens et que la flèche simple implique une direction privilégiée. | Si la réaction est connue pour être réversible (ex. : synthèse de l’ammoniac), utiliser une flèche double ⇌ lorsqu’on parle d’équilibre, sinon garder la flèche simple pour le sens étudié. | --- > **Fin du cours de référence** – Vous disposez maintenant d’une explication complète, de démonstrations détaillées, d’exemples résolus, d’une synthèse de révision, d’un glossaire, d’exercices corrigés et des pièges à éviter. Bon travail et bonne réussite au BEPC !