Les lois de conservation en chimie

Une transformation chimique est un phénomène au cours duquel des substances de départ, appelées réactifs, disparaissent pour former de nouvelles substances, appelées produits, ayant des propriétés différentes. C'est une réorganisation des atomes.

Il est important de distinguer une transformation chimique d'une transformation physique :

• Transformation physique : La substance change d'état ou d'apparence, mais sa nature chimique reste la même. Par exemple, la fusion de la glace (eau solide) en eau liquide. L'eau reste de l'eau ($H_2O$).
• Transformation chimique : La nature des substances change. De nouvelles molécules sont formées. Par exemple, la combustion du bois transforme le bois et l'oxygène en cendres, dioxyde de carbone et eau.

Exemples quotidiens :

• La cuisson d'un œuf (les protéines changent de structure).
• La rouille du fer (le fer réagit avec l'oxygène et l'eau).
• La digestion des aliments dans notre corps.

Dans toute transformation chimique, nous avons :

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

On symbolise une transformation chimique par une flèche ($\rightarrow$) qui indique le sens de la réaction :

Réactifs $\rightarrow$ Produits

Exemple : La combustion du carbone Carbone + Dioxygène $\rightarrow$ Dioxyde de carbone Ici, le carbone et le dioxygène sont les réactifs. Le dioxyde de carbone est le produit.

Comment savoir si une transformation chimique a eu lieu ? Plusieurs indices peuvent nous l'indiquer :

• Changement de couleur : Par exemple, quand une pomme coupée brunit à l'air libre.
• Dégagement de gaz : Souvent observé par l'apparition de bulles. Par exemple, l'ajout de vinaigre sur du bicarbonate de soude.
• Formation d'un précipité : Un solide insoluble apparaît dans une solution liquide, rendant le mélange trouble ou formant un dépôt.
• Variation de température : La réaction peut dégager de la chaleur (réaction exothermique, la température augmente) ou en absorber (réaction endothermique, la température diminue). Par exemple, la combustion dégage de la chaleur.
• Émission de lumière : Comme lors de la combustion d'une bougie.

Un seul de ces signes est souvent suffisant pour suspecter une transformation chimique.

Antoine Lavoisier (chimiste français du XVIIIe siècle) est célèbre pour avoir établi la loi de conservation de la masse. Son expérience clé consistait à réaliser des réactions chimiques dans un système clos (un récipient fermé, où rien ne peut entrer ou sortir).

Description de l'expérience : Lavoisier a fait réagir un métal (comme l'étain) avec l'air dans une cornue scellée. Il a mesuré la masse totale du système (cornue + réactifs) avant la réaction, puis après la réaction.

Conclusion de Lavoisier : Il a constaté que la masse totale du système restait =rigoureusement identique= avant et après la transformation chimique.

La loi de conservation de la masse stipule que : Au cours d'une transformation chimique, la masse totale des réactifs consommés est égale à la masse totale des produits formés.

Ceci est souvent résumé par la célèbre phrase de Lavoisier : "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme."

Cette loi est fondamentale en chimie. Elle signifie que la matière n'apparaît pas ou ne disparaît pas au cours d'une réaction, elle est simplement réorganisée.

Si nous connaissons la masse des réactifs ou des produits, nous pouvons utiliser cette loi pour trouver les masses manquantes.

Soit une réaction : Réactif A + Réactif B $\rightarrow$ Produit C + Produit D

Alors, la masse totale des réactifs = $m_A + m_B$ Et la masse totale des produits = $m_C + m_D$

Selon la loi de conservation de la masse : $m_A + m_B = m_C + m_D$

Exemple de calcul simple : On fait réagir 12 g de carbone avec 32 g de dioxygène pour former du dioxyde de carbone. Quelle masse de dioxyde de carbone est formée ?

$m_{carbone} + m_{dioxygène} = m_{dioxyde de carbone}$ $12 \text{ g} + 32 \text{ g} = m_{dioxyde de carbone}$ $m_{dioxyde de carbone} = 44 \text{ g}$

• Rappel sur la structure de l'atome : Un atome est la plus petite particule d'un élément chimique. Il est composé d'un noyau (protons et neutrons) et d'électrons en orbite. Chaque élément chimique (comme le carbone, l'oxygène, l'hydrogène) est défini par le nombre de protons dans son noyau.
• Définition d'une molécule : Une molécule est un ensemble de deux ou plusieurs atomes liés entre eux. Par exemple, la molécule d'eau ($H_2O$) est composée de deux atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène.
• Représentation des atomes et molécules : Les atomes sont représentés par des symboles (C pour carbone, O pour oxygène, H pour hydrogène). Les molécules sont représentées par des formules chimiques (ex: $CO_2$, $H_2O$).

La loi de conservation de la masse découle directement de la conservation des atomes. Au cours d'une transformation chimique :

• Les atomes ne sont ni créés, ni détruits.
• Les atomes présents dans les réactifs sont les mêmes que ceux présents dans les produits. Ils subissent simplement un réarrangement pour former de nouvelles molécules.
• Par conséquent, le nombre et la nature de chaque type d'atome doivent être identiques avant et après la réaction.

C'est la réorganisation des atomes qui change la nature des substances, pas la disparition ou l'apparition d'atomes.

Pour vérifier la conservation des éléments, on compte le nombre de chaque type d'atome de part et d'autre de la flèche de réaction.

Exemple : Réaction de formation de l'eau $H_2 + O_2 \rightarrow H_2O$ (Cette équation n'est pas équilibrée !)

• Côté réactifs :
  • 2 atomes d'hydrogène (dans $H_2$)
  • 2 atomes d'oxygène (dans $O_2$)
• Côté produits :
  • 2 atomes d'hydrogène (dans $H_2O$)
  • 1 atome d'oxygène (dans $H_2O$)

On constate que le nombre d'atomes d'oxygène n'est pas conservé (2 à gauche, 1 à droite). L'équation doit être équilibrée pour respecter la conservation des atomes.

Une équation de réaction chimique est une écriture symbolique qui représente une transformation chimique.

Elle se compose de :

• Les formules chimiques des réactifs à gauche.
• Les formules chimiques des produits à droite.
• Une flèche ($\rightarrow$) entre les réactifs et les produits.
• Des coefficients stœchiométriques (nombres placés devant les formules) qui indiquent les proportions dans lesquelles les substances réagissent et sont produites (voir section suivante).

Exemple (non encore équilibré) : Méthane + Dioxygène $\rightarrow$ Dioxyde de carbone + Eau $CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$

On peut parfois indiquer l'état physique des espèces entre parenthèses : (g) pour gazeux, (l) pour liquide, (s) pour solide, (aq) pour aqueux (dissous dans l'eau). Exemple : $CH_4(g) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + H_2O(l)$ (ce n'est pas exigé en 3ème)

Équilibrer une équation, c'est s'assurer que le nombre de chaque type d'atome est le même de part et d'autre de la flèche de réaction. C'est l'application directe du principe de conservation des atomes.

Pour équilibrer, on utilise des coefficients stœchiométriques. Ce sont des nombres entiers placés devant les formules chimiques des molécules. Attention : on ne modifie jamais les indices dans les formules chimiques ! (Ex: $H_2O$ ne doit jamais devenir $H_3O$ ou $H_2O_2$).

Méthode par tâtonnement (essai-erreur) :

1. Commencer par les atomes les plus complexes ou qui apparaissent le moins de fois.
2. Finir par l'oxygène ou l'hydrogène si possible.
3. Vérifier la conservation de tous les atomes à la fin.

1. Combustion du carbone : $C + O_2 \rightarrow CO_2$

   • Carbone (C) : 1 à gauche, 1 à droite. OK.
   • Oxygène (O) : 2 à gauche, 2 à droite. OK. L'équation est déjà équilibrée !

2. Combustion du méthane ($CH_4$) : $CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$

   • Carbone (C) : 1 à gauche ($CH_4$), 1 à droite ($CO_2$). OK.
   • Hydrogène (H) : 4 à gauche ($CH_4$), 2 à droite ($H_2O$). Pour en avoir 4 à droite, il faut 2 molécules d'eau. On place un coefficient 2 devant $H_2O$ : $CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$
   • Oxygène (O) :
     • À gauche : 2 ($O_2$)
     • À droite : 2 ($CO_2$) + (2 * 1) ($2H_2O$) = 4 Pour avoir 4 oxygènes à gauche, il faut 2 molécules de $O_2$. On place un coefficient 2 devant $O_2$ : $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$

   Vérification finale :

   • C : 1 à gauche, 1 à droite.
   • H : 4 à gauche, 4 à droite.
   • O : 4 à gauche, 4 à droite. L'équation est équilibrée.

3. Formation de l'eau : $H_2 + O_2 \rightarrow H_2O$

   • Hydrogène (H) : 2 à gauche, 2 à droite. OK.
   • Oxygène (O) : 2 à gauche, 1 à droite. Pour en avoir 2 à droite, il faut 2 molécules d'eau : $H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$
   • Maintenant, l'hydrogène n'est plus équilibré : 2 à gauche, (2 * 2) = 4 à droite. Pour avoir 4 hydrogènes à gauche, il faut 2 molécules de $H_2$ : $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$

   Vérification finale :

   • H : 4 à gauche, 4 à droite.
   • O : 2 à gauche, 2 à droite. L'équation est équilibrée.

Les coefficients stœchiométriques dans une équation équilibrée nous donnent les proportions dans lesquelles les réactifs se combinent et les produits se forment. Ces proportions sont exprimées en nombre de molécules (ou d'atomes) et, par extension, en quantités de matière (moles).

Exemple : $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$ Cela signifie que 2 molécules de dihydrogène réagissent avec 1 molécule de dioxygène pour former 2 molécules d'eau. Ou, plus généralement, 2 volumes de dihydrogène réagissent avec 1 volume de dioxygène pour former 2 volumes de vapeur d'eau (dans les mêmes conditions de température et de pression).

Si les réactifs sont introduits dans ces proportions exactes, on dit qu'ils sont en proportions stœchiométriques. Dans ce cas, tous les réactifs sont consommés entièrement à la fin de la réaction (réaction complète).

Dans la réalité, il est rare que les réactifs soient exactement en proportions stœchiométriques.

• Le réactif limitant est le réactif qui est entièrement consommé en premier. =Il détermine la quantité maximale de produits qui peut être formée.= Une fois qu'il est épuisé, la réaction s'arrête.
• Le réactif en excès est le réactif qui n'est pas entièrement consommé. Il en restera une certaine quantité à la fin de la réaction.

Analogie : Pour faire des sandwichs, il faut 2 tranches de pain et 1 tranche de jambon. Si vous avez 10 tranches de pain et 3 tranches de jambon :

• Vous pouvez faire $3$ sandwichs (car vous avez 3 tranches de jambon).
• Pour faire 3 sandwichs, vous avez besoin de $3 \times 2 = 6$ tranches de pain.
• Le jambon est le réactif limitant (il s'épuise en premier).
• Le pain est le réactif en excès (il en restera $10 - 6 = 4$ tranches).

Pour identifier le réactif limitant, il faut comparer les quantités initiales des réactifs avec leurs coefficients stœchiométriques.

Méthode : Pour chaque réactif, on calcule le rapport : $\frac{\text{quantité initiale}}{\text{coefficient stœchiométrique}}$. Le réactif pour lequel ce rapport est le plus petit est le réactif limitant.

Exemple : Soit la réaction équilibrée : $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$ On introduit 6 molécules de $H_2$ et 2 molécules de $O_2$.

1. Identifier le limitant :

   • Pour $H_2$ : $\frac{6}{2} = 3$
   • Pour $O_2$ : $\frac{2}{1} = 2$ Le rapport le plus petit est 2, correspondant à $O_2$. Donc, $O_2$ est le réactif limitant.

2. Calcul de la masse de produit formé : Puisque $O_2$ est limitant, il sera entièrement consommé. D'après l'équation, 1 molécule de $O_2$ produit 2 molécules de $H_2O$. Donc, 2 molécules de $O_2$ produiront $2 \times 2 = 4$ molécules de $H_2O$.

3. Masse du réactif en excès restant : Pour consommer les 2 molécules de $O_2$, il faut $2 \times 2 = 4$ molécules de $H_2$. On avait 6 molécules de $H_2$ au départ. Il restera $6 - 4 = 2$ molécules de $H_2$ en excès.