Les réactions chimiques et les équations-bilan

# Les réactions chimiques et les équations-bilan ## Introduction Brûler du bois, faire rouiller du fer, digérer un aliment : ce sont des **transformations chimiques**. Au cours d'une réaction chimique, des espèces (les **réactifs**) disparaissent tandis que d'autres (les **produits**) se forment. L'**équation-bilan** est l'écriture symbolique de cette transformation. ## 1. Réactifs et produits Une transformation chimique se traduit par : $$\text{réactifs} \longrightarrow \text{produits}$$ **Exemple :** la combustion du carbone : $\mathrm{C} + \mathrm{O_2} \longrightarrow \mathrm{CO_2}$. ## 2. Les lois de conservation (Lavoisier) Au cours d'une réaction chimique : - les **éléments chimiques se conservent** (aucun atome n'apparaît ni ne disparaît) ; - la **masse se conserve** : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » (Lavoisier). C'est pourquoi une équation-bilan doit être **équilibrée** : autant d'atomes de chaque élément à gauche et à droite. ## 3. Équilibrer une équation-bilan On place des **coefficients stœchiométriques** (jamais on ne modifie les formules) pour que chaque élément soit en même nombre des deux côtés. **Exemple — combustion du méthane :** $$\mathrm{CH_4} + 2\,\mathrm{O_2} \longrightarrow \mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$$ Vérification : C : 1 = 1 ; H : 4 = 4 ; O : 4 = 2 + 2 = 4. ✔ ## 4. Bilan de matière Les coefficients donnent les **proportions** dans lesquelles réagissent les espèces. Pour la réaction $\;a\,A + b\,B \rightarrow c\,C\;$ : $$\dfrac{n_A}{a} = \dfrac{n_B}{b} = \dfrac{n_C}{c}$$ Le **réactif limitant** est celui qui s'épuise en premier ; il fixe la quantité de produit formé. ## Exercices corrigés ### Exercice 1 Équilibrer : $\;\mathrm{Fe} + \mathrm{O_2} \longrightarrow \mathrm{Fe_2O_3}$. **Correction.** $$4\,\mathrm{Fe} + 3\,\mathrm{O_2} \longrightarrow 2\,\mathrm{Fe_2O_3}.$$ Fe : 4 = 4 ; O : 6 = 6. ✔ ### Exercice 2 On fait réagir $0{,}20\,\text{mol}$ de méthane selon $\mathrm{CH_4} + 2\,\mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$. Quelle quantité de $\mathrm{CO_2}$ se forme ? **Correction.** La proportion est $1:1$ entre $\mathrm{CH_4}$ et $\mathrm{CO_2}$, donc $n(\mathrm{CO_2}) = 0{,}20\,\text{mol}$. ### Exercice 3 On mélange $3\,\text{mol}$ de $\mathrm{H_2}$ et $1\,\text{mol}$ de $\mathrm{O_2}$ : $2\,\mathrm{H_2} + \mathrm{O_2} \rightarrow 2\,\mathrm{H_2O}$. Quel est le réactif limitant ? **Correction.** Pour $1\,\text{mol}$ de $\mathrm{O_2}$ il faut $2\,\text{mol}$ de $\mathrm{H_2}$. On a $3\,\text{mol}$ de $\mathrm{H_2}$ : il y en a assez. C'est donc le **dioxygène** $\mathrm{O_2}$ qui est limitant ; il se forme $2\,\text{mol}$ d'eau et il reste $1\,\text{mol}$ de $\mathrm{H_2}$. ## À retenir - Réaction : **réactifs $\rightarrow$ produits**. - **Conservation** des éléments et de la masse (Lavoisier) $\Rightarrow$ équation **équilibrée**. - On ajuste les **coefficients stœchiométriques**, jamais les formules. - Le **réactif limitant** fixe la quantité de produit.