Les lois et modèles en chimie

En chimie, nous observons constamment des changements. Mais tous les changements ne sont pas des transformations chimiques.

Une transformation chimique est un processus au cours duquel des substances initiales, appelées réactifs, disparaissent pour former de nouvelles substances, appelées produits, ayant des propriétés différentes. Ce processus implique une réorganisation des atomes. Les liaisons chimiques entre les atomes sont rompues et de nouvelles liaisons sont créées.

Les atomes eux-mêmes ne sont ni créés ni détruits, ils sont juste réarrangés.

Distinction transformation physique/chimique :

Pour bien comprendre, comparons avec une transformation physique. Dans une transformation physique, la substance change d'état ou d'apparence, mais sa nature chimique reste la même.

Exemples quotidiens :

• Cuisson d'un œuf : Le blanc d'œuf liquide devient solide et opaque. C'est une transformation chimique (dénaturation des protéines).
• Rouille du fer : Le fer métallique réagit avec l'oxygène et l'humidité de l'air pour former de l'oxyde de fer (la rouille). C'est une transformation chimique.
• Combustion d'une bougie : La cire brûle en présence d'oxygène pour produire du dioxyde de carbone et de l'eau. C'est une transformation chimique.
• Dissolution de sel dans l'eau : Le sel se disperse dans l'eau, mais il reste du sel (on peut le récupérer par évaporation). C'est une transformation physique.

Dans toute transformation chimique, il est essentiel d'identifier clairement ce qui réagit et ce qui est formé.

• Les réactifs sont les substances présentes au début de la transformation et qui vont être consommées.
• Les produits sont les nouvelles substances formées à la fin de la transformation.

Prenons l'exemple de la combustion du méthane (gaz naturel) : Méthane + Dioxygène $\longrightarrow$ Dioxyde de carbone + Eau

Dans cet exemple :

• Les réactifs sont le méthane et le dioxygène.
• Les produits sont le dioxyde de carbone et l'eau.

Conservation des éléments : Un principe fondamental des transformations chimiques est la conservation des éléments. Cela signifie que les types d'atomes présents avant la réaction sont les mêmes que ceux présents après la réaction. Par exemple, si vous avez des atomes de carbone, d'hydrogène et d'oxygène au début, vous les retrouverez à la fin, mais ils seront agencés différemment. Le nombre de chaque type d'atome est conservé.

Pour représenter une transformation chimique de manière concise et universelle, on utilise une équation de réaction. C'est une écriture symbolique qui décrit la transformation.

Équation de réaction : Elle se présente généralement sous la forme : Réactifs $\longrightarrow$ Produits

• Les réactifs sont écrits à gauche de la flèche.
• Les produits sont écrits à droite de la flèche.
• La flèche indique le sens de la transformation.

Symboles chimiques : Chaque réactif et produit est représenté par sa formule chimique.

• Méthane : $\text{CH}_4$
• Dioxygène : $\text{O}_2$
• Dioxyde de carbone : $\text{CO}_2$
• Eau : $\text{H}_2\text{O}$

L'équation non équilibrée de la combustion du méthane serait : $\text{CH}_4 + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$

Coefficients stœchiométriques : Pour respecter la conservation des atomes, on ajoute des nombres entiers appelés coefficients stœchiométriques devant les formules chimiques. Ces coefficients indiquent les proportions dans lesquelles les réactifs sont consommés et les produits sont formés.

Équilibrons l'équation de la combustion du méthane :

1. Carbone (C) : 1 C à gauche ($\text{CH}_4$), 1 C à droite ($\text{CO}_2$). C'est équilibré.
2. Hydrogène (H) : 4 H à gauche ($\text{CH}_4$), 2 H à droite ($\text{H}_2\text{O}$). Il faut 2 molécules d'eau pour avoir 4 H. On met un coefficient 2 devant $\text{H}_2\text{O}$. $\text{CH}_4 + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$
3. Oxygène (O) : 2 O à gauche ($\text{O}_2$), 2 O dans $\text{CO}_2$ + $2 \times 1$ O dans $2\text{H}_2\text{O}$ = 4 O à droite. Il faut 2 molécules de dioxygène pour avoir 4 O. On met un coefficient 2 devant $\text{O}_2$. $\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$

L'équation est maintenant équilibrée. Elle signifie qu'une molécule de méthane réagit avec deux molécules de dioxygène pour former une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d'eau.

La loi de conservation de la masse est l'un des principes les plus fondamentaux de la chimie. Elle a été établie par le chimiste français Antoine Lavoisier à la fin du XVIIIe siècle.

Expérience du calcin de plomb : Lavoisier a réalisé des expériences méticuleuses, notamment la calcination du plomb en présence d'air, dans des récipients clos. Il a chauffé du plomb dans une cornue scellée. Il a observé que le plomb se transformait en un solide poudreux (le calcin de plomb, un oxyde de plomb) et que l'air à l'intérieur diminuait de volume. Surtout, il a pesé très précisément l'ensemble du système (récipient + réactifs) avant et après la réaction. Il a constaté que la masse totale du système restait inchangée.

Cette expérience a été cruciale car elle a démontré que même si la matière change de forme, sa masse totale reste constante.

"Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme" : C'est la célèbre phrase de Lavoisier qui résume la loi de conservation de la masse. Cela signifie que lors d'une transformation chimique :

• La masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits.
• Les atomes ne sont ni créés ni détruits, ils sont simplement réarrangés pour former de nouvelles molécules.

La loi de conservation de la masse a des implications pratiques directes pour comprendre et quantifier les réactions chimiques.

Masse des réactifs = masse des produits : Si vous avez une réaction : $\text{A} + \text{B} \longrightarrow \text{C} + \text{D}$ Alors, $\text{Masse}(\text{A}) + \text{Masse}(\text{B}) = \text{Masse}(\text{C}) + \text{Masse}(\text{D})$

Exemples de calculs de masse : Si 10 g de fer réagissent complètement avec 4 g de soufre pour former du sulfure de fer, quelle est la masse de sulfure de fer formée ? D'après la loi de conservation de la masse : Masse(Fer) + Masse(Soufre) = Masse(Sulfure de fer) 10 g + 4 g = 14 g Donc, 14 g de sulfure de fer sont formés.

Importance de l'ajustement des équations : L'équilibrage des équations de réaction avec les coefficients stœchiométriques est une manifestation directe de la conservation des atomes, et par conséquent, de la masse. Si une équation n'est pas équilibrée, elle ne respecte pas la conservation des atomes et donc pas la conservation de la masse.

La loi de conservation de la masse découle directement de la conservation des atomes.

Conservation du nombre d'atomes : Dans une transformation chimique, le nombre d'atomes de chaque élément reste constant. Par exemple, si vous avez 6 atomes de carbone au début, vous en aurez 6 à la fin, même s'ils sont incorporés dans des molécules différentes.

Conservation de la nature des atomes : Les atomes ne changent pas de nature. Un atome de carbone reste un atome de carbone, il ne se transforme pas en atome d'oxygène. C'est ce qui distingue les réactions chimiques des réactions nucléaires (où les noyaux atomiques peuvent se transformer).

Équilibrage des équations de réaction : C'est la méthode concrète pour appliquer la conservation des atomes. Reprenons la combustion du propane ($\text{C}_3\text{H}_8$) : $\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$

1. Carbone (C) : 3 C à gauche, 1 C à droite. On met un 3 devant $\text{CO}_2$. $\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \longrightarrow 3\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$
2. Hydrogène (H) : 8 H à gauche, 2 H à droite. On met un 4 devant $\text{H}_2\text{O}$ ($4 \times 2 = 8$). $\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \longrightarrow 3\text{CO}_2 + 4\text{H}_2\text{O}$
3. Oxygène (O) : 2 O à gauche. À droite, $3 \times 2 = 6$ O dans $3\text{CO}_2$ et $4 \times 1 = 4$ O dans $4\text{H}_2\text{O}$. Total = 10 O à droite. On met un 5 devant $\text{O}_2$ ($5 \times 2 = 10$). $\text{C}_3\text{H}_8 + 5\text{O}_2 \longrightarrow 3\text{CO}_2 + 4\text{H}_2\text{O}$

L'équation est équilibrée. Elle montre que 1 molécule de propane réagit avec 5 molécules de dioxygène pour produire 3 molécules de dioxyde de carbone et 4 molécules d'eau.

Les transformations chimiques impliquent des atomes et des molécules, qui sont des entités extrêmement petites. Manipuler des quantités d'atomes à l'échelle individuelle est impossible en laboratoire. C'est pourquoi les chimistes ont besoin d'une unité pour compter un très grand nombre de ces entités : la mole.

Échelle microscopique vs macroscopique :

• Échelle microscopique : Atomes, molécules, ions, électrons. On les compte en "nombre d'entités".
• Échelle macroscopique : Grammes, litres, etc. Ce sont les quantités mesurables en laboratoire. La mole fait le lien entre ces deux échelles.

Nombre d'Avogadro ($N_A$) : Une mole est une quantité de matière qui contient autant d'entités élémentaires (atomes, molécules, ions, etc.) qu'il y a d'atomes dans 12 grammes de carbone 12. Ce nombre est appelé le nombre d'Avogadro, noté $N_A$. $N_A \approx 6,022 \times 10^{23} \text{ entités par mole}$ C'est un nombre gigantesque ! Une mole de n'importe quelle substance contient $6,022 \times 10^{23}$ entités de cette substance.

Définition de la mole : La mole (symbole : mol) est l'unité de quantité de matière dans le Système International (SI). C'est l'équivalent d'une "douzaine" pour les chimistes, mais une douzaine beaucoup plus grande !

La mole permet de relier le nombre d'entités à une masse mesurable.

Masse molaire atomique (M) : La masse molaire atomique d'un élément est la masse d'une mole de ses atomes. Elle s'exprime en grammes par mole (g/mol). Numériquement, elle est égale à la masse atomique relative (ou nombre de masse pour un isotope donné) de l'élément, que l'on trouve dans le tableau périodique.

• Masse molaire du Carbone (C) : $M(\text{C}) \approx 12,01 \text{ g/mol}$
• Masse molaire de l'Hydrogène (H) : $M(\text{H}) \approx 1,01 \text{ g/mol}$
• Masse molaire de l'Oxygène (O) : $M(\text{O}) \approx 16,00 \text{ g/mol}$

Masse molaire moléculaire : La masse molaire moléculaire d'une molécule est la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes qui la composent. Elle s'exprime également en g/mol.

Exemple : Calcul de la masse molaire de l'eau ($\text{H}_2\text{O}$) $M(\text{H}_2\text{O}) = 2 \times M(\text{H}) + 1 \times M(\text{O})$ $M(\text{H}_2\text{O}) = 2 \times 1,01 \text{ g/mol} + 1 \times 16,00 \text{ g/mol}$ $M(\text{H}_2\text{O}) = 2,02 + 16,00 = 18,02 \text{ g/mol}$ Cela signifie qu'une mole d'eau pèse environ 18,02 grammes.

La relation fondamentale pour calculer la quantité de matière (en moles) à partir de la masse (en grammes) et inversement est :

Relation $n = m/M$ : $n = \frac{m}{M}$ Où :

• $n$ est la quantité de matière en moles (mol)
• $m$ est la masse de la substance en grammes (g)
• $M$ est la masse molaire de la substance en grammes par mole (g/mol)

Cette formule permet de passer facilement de la masse à la quantité de matière, et vice versa.

Calculs de masse à partir de la quantité de matière : On peut réarranger la formule : $m = n \times M$

Applications pratiques :

• Combien de moles y a-t-il dans 36,04 g d'eau ($\text{H}_2\text{O}$)? On sait que $M(\text{H}_2\text{O}) = 18,02 \text{ g/mol}$. $n = \frac{m}{M} = \frac{36,04 \text{ g}}{18,02 \text{ g/mol}} = 2 \text{ mol}$ Il y a 2 moles d'eau.

• Quelle est la masse de 0,5 mole de dioxyde de carbone ($\text{CO}_2$)? $M(\text{C}) = 12,01 \text{ g/mol}$, $M(\text{O}) = 16,00 \text{ g/mol}$ $M(\text{CO}_2) = 12,01 + 2 \times 16,00 = 12,01 + 32,00 = 44,01 \text{ g/mol}$ $m = n \times M = 0,5 \text{ mol} \times 44,01 \text{ g/mol} = 22,005 \text{ g}$ La masse est d'environ 22,01 g.

Une solution est un mélange homogène composé d'au moins deux substances.

• Le soluté est la substance minoritaire qui est dissoute.
• Le solvant est la substance majoritaire qui dissout le soluté.
• L'eau est le solvant le plus courant, on parle alors de solution aqueuse.

Dissolution : La dissolution est le processus par lequel un soluté se disperse uniformément dans un solvant pour former une solution homogène. Exemple : Dissoudre du sel (soluté) dans l'eau (solvant) pour obtenir une solution d'eau salée.

Dilution : La dilution est l'opération qui consiste à diminuer la concentration d'une solution en ajoutant du solvant sans modifier la quantité de soluté. Lors d'une dilution, la quantité de soluté (en moles) reste constante. ==La quantité de soluté avant dilution = La quantité de soluté après dilution.==

La concentration en masse, aussi appelée titre massique, est une première façon d'exprimer la quantité de soluté dans une solution.

Définition $C_m = m_{soluté} / V_{solution}$ : La concentration en masse $C_m$ est la masse de soluté dissoute dans un litre de solution. $C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$ Où :

• $C_m$ est la concentration en masse
• $m_{soluté}$ est la masse de soluté en grammes (g)
• $V_{solution}$ est le volume de la solution en litres (L)

Unités (g/L) : L'unité de la concentration en masse est le gramme par litre (g/L).

Calculs et applications :

• On dissout 5,0 g de sucre dans de l'eau pour obtenir 200 mL de solution. Quelle est la concentration en masse de cette solution ? $m_{soluté} = 5,0 \text{ g}$ $V_{solution} = 200 \text{ mL} = 0,200 \text{ L}$ $C_m = \frac{5,0 \text{ g}}{0,200 \text{ L}} = 25 \text{ g/L}$

La concentration molaire, ou concentration en quantité de matière, est la façon la plus courante d'exprimer la concentration en chimie car elle est directement liée au nombre de molécules et aux coefficients stœchiométriques des réactions.

Définition $C = n_{soluté} / V_{solution}$ : La concentration molaire $C$ est la quantité de matière (en moles) de soluté dissoute dans un litre de solution. $C = \frac{n_{soluté}}{V_{solution}}$ Où :

• $C$ est la concentration molaire
• $n_{soluté}$ est la quantité de matière de soluté en moles (mol)
• $V_{solution}$ est le volume de la solution en litres (L)

Unités (mol/L) : L'unité de la concentration molaire est la mole par litre (mol/L), souvent notée M.

Relation entre $C_m$ et $C$ : Puisque $n = m/M$, on peut relier les deux types de concentration : $C = \frac{m_{soluté}/M_{soluté}}{V_{solution}} = \frac{1}{M_{soluté}} \times \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$ Donc : $C = \frac{C_m}{M_{soluté}} \quad \text{ou} \quad C_m = C \times M_{soluté}$ Cette relation est très utile pour passer d'une concentration à l'autre.

Exemple :

• Une solution de glucose ($\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$) a une concentration molaire de 0,10 mol/L. Quelle est sa concentration en masse ? D'abord, calculer la masse molaire du glucose : $M(\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6) = 6 \times M(\text{C}) + 12 \times M(\text{H}) + 6 \times M(\text{O})$ $M(\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6) = 6 \times 12,01 + 12 \times 1,01 + 6 \times 16,00 = 72,06 + 12,12 + 96,00 = 180,18 \text{ g/mol}$ Ensuite, utiliser la relation $C_m = C \times M_{soluté}$ : $C_m = 0,10 \text{ mol/L} \times 180,18 \text{ g/mol} = 18,018 \text{ g/L}$ La concentration en masse est d'environ 18,0 g/L.

Le tableau d'avancement est un outil essentiel en stœchiométrie. Il permet de suivre l'évolution des quantités de matière des réactifs et des produits au cours d'une transformation chimique.

Définition et utilité : Un tableau d'avancement est un tableau qui récapitule les quantités de matière (en moles) des réactifs et des produits à différents moments de la réaction, en fonction d'une variable appelée avancement de la réaction, notée $x$ (en moles).

Structure du tableau d'avancement :

Considérons une réaction générique : $\text{aA} + \text{bB} \longrightarrow \text{cC} + \text{dD}$

• État initial ($x=0$) : C'est le début de la réaction, avant que quoi que ce soit ne se soit transformé. On y note les quantités de matière initiales des réactifs et des produits (souvent 0 pour les produits si la réaction n'a pas commencé).
• État intermédiaire ($x$) : C'est un état quelconque au cours de la réaction. L'avancement $x$ représente la quantité de matière qui a été consommée ou formée selon les coefficients stœchiométriques.
• État final ($x_{max}$) : C'est la fin de la réaction, lorsqu'au moins un réactif a été entièrement consommé ou que la réaction s'est arrêtée. L'avancement atteint sa valeur maximale, $x_{max}$.

Avancement maximal ($x_{max}$) : L'avancement maximal est la valeur de $x$ pour laquelle l'un des réactifs est entièrement consommé (c'est le réactif limitant). Pour le trouver, on suppose que chaque réactif est limitant à tour de rôle et on calcule la valeur de $x$ correspondante. La plus petite de ces valeurs est $x_{max}$.

Le réactif limitant est le réactif qui est entièrement consommé au cours d'une transformation chimique. Il détermine la quantité maximale de produits qui peut être formée. Lorsque le réactif limitant est épuisé, la réaction s'arrête.

Identification du réactif limitant : Pour identifier le réactif limitant, on utilise le tableau d'avancement :

1. On écrit l'équation de réaction équilibrée.
2. On calcule les quantités de matière initiales de chaque réactif.
3. Pour chaque réactif, on calcule l'avancement $x$ qui annulerait sa quantité de matière finale.
   • Si A est limitant : $n_{A,i} - ax_{max} = 0 \implies x_{max} = n_{A,i}/a$
   • Si B est limitant : $n_{B,i} - bx_{max} = 0 \implies x_{max} = n_{B,i}/b$
4. Le réactif limitant est celui qui conduit à la plus petite valeur de $x_{max}$.

Exemple : On fait réagir 2,0 mol de dihydrogène ($\text{H}_2$) avec 1,0 mol de dioxygène ($\text{O}_2$) pour former de l'eau ($\text{H}_2\text{O}$). Équation équilibrée : $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \longrightarrow 2\text{H}_2\text{O}$

• Si $\text{H}_2$ est limitant : $n(\text{H}_2) - 2x_{max} = 0 \implies 2,0 - 2x_{max} = 0 \implies x_{max} = 1,0 \text{ mol}$
• Si $\text{O}_2$ est limitant : $n(\text{O}_2) - 1x_{max} = 0 \implies 1,0 - x_{max} = 0 \implies x_{max} = 1,0 \text{ mol}$

Dans cet exemple, les deux réactifs sont consommés en même temps. On dit que les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques. $x_{max} = 1,0 \text{ mol}$.

Calcul des quantités de matière finales : Une fois $x_{max}$ déterminé, on peut calculer les quantités de matière finales de tous les réactifs et produits en remplaçant $x$ par $x_{max}$ dans la ligne "État final" du tableau.

La notion de rendement de réaction permet d'évaluer l'efficacité d'une transformation chimique.

Notion de rendement : Dans la pratique, il est rare qu'une réaction se déroule parfaitement et que 100% du réactif limitant soit transformé en produits. Le rendement de réaction compare la quantité de produit réellement obtenue (rendement expérimental) à la quantité maximale théoriquement possible (rendement théorique, calculé avec $x_{max}$).

$Rendement = \frac{\text{Quantité de produit réelle}}{\text{Quantité de produit théorique}} \times 100\%$ Le rendement est généralement exprimé en pourcentage. Un rendement de 100% signifie que la réaction est totale et que tout le réactif limitant a été converti en produit désiré.

Facteurs influençant le rendement : Plusieurs facteurs peuvent réduire le rendement d'une réaction :

• Réactions secondaires : D'autres réactions peuvent se produire simultanément, consommant les réactifs pour former des produits indésirables.
• Équilibre chimique : Certaines réactions n'atteignent jamais un achèvement total, elles s'arrêtent à un état d'équilibre où réactifs et produits coexistent.
• Pertes lors de l'isolement/purification : Lors des manipulations en laboratoire (filtration, évaporation, etc.), une partie du produit peut être perdue.
• Température, pression, catalyseurs : Ces conditions peuvent influencer la vitesse et l'étendue de la réaction.

Réactions totales et non totales :

• Une réaction totale est une réaction qui se poursuit jusqu'à l'épuisement d'au moins un des réactifs (le réactif limitant). C'est le cas de la combustion, par exemple. On utilise souvent une flèche simple ($\longrightarrow$).
• Une réaction non totale (ou équilibrée) est une réaction qui s'arrête avant la consommation complète du réactif limitant. Dans ce cas, les réactifs et les produits coexistent à l'état final. On utilise une double flèche ($\rightleftharpoons$) pour les représenter. En Seconde, on considère généralement que les réactions sont totales.