FICHE DE RÉVISION – Transformations chimiques et stœchiométrie
(Niveau : Seconde)
Transformations Chimiques et Stœchiométrie
Modéliser une réaction, équilibrer les équations, trouver le réactif limitant et découvrir les techniques de synthèse.
Partie 1 : Qu’est-ce qu’une Transformation Chimique ?
Contrairement à une transformation physique (où les molécules restent les mêmes), une transformation chimique est un processus où des espèces chimiques (les réactifs) se réarrangent pour former de nouvelles espèces (les produits).
Lors d’une transformation chimique :
- Les réactifs disparaissent (sont consommés).
- Les produits apparaissent (sont formés).
- Les atomes se conservent (principe de Lavoisier : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme »).
On modélise cette transformation par une réaction chimique, écrite sous forme d’une équation de réaction.
Partie 2 : Écrire et Ajuster une Équation de Réaction
L’équation de réaction est le bilan de la transformation. On l’écrit sous la forme :
Réactifs \(\rightarrow\) Produits
Pour être correcte, une équation doit respecter les lois de conservation :
- Conservation des éléments : Il doit y avoir le même nombre d’atomes de chaque élément (C, H, O, etc.) du côté des réactifs et des produits.
- Conservation de la charge : La charge électrique totale doit être la même du côté des réactifs et des produits.
« Ajuster » ou « Équilibrer » une équation, c’est ajouter des nombres stœchiométriques (des coefficients) devant les formules des molécules pour respecter ces lois.
1. Ne jamais modifier les formules des molécules (ex: ne pas changer H₂O en H₃O). On ne change que les coefficients *devant*.
2. Commencer par les atomes qui apparaissent dans le moins de molécules (souvent tout sauf O et H).
3. Terminer par l’oxygène (O) et l’hydrogène (H).
4. Vérifier que tout est équilibré à la fin.
Exemple : Combustion du méthane
Bilan : Méthane (\(\text{CH}_4\)) + Dioxygène (\(\text{O}_2\)) \(\rightarrow\) Dioxyde de carbone (\(\text{CO}_2\)) + Eau (\(\text{H}_2\text{O}\))
Équation non ajustée : \( \text{CH}_4\text{(g)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)} + \text{H}_2\text{O(g)} \)
Ajustement :
1. Carbone (C) : 1 C à gauche, 1 C à droite. C’est bon.
2. Hydrogène (H) : 4 H à gauche, 2 H à droite. On met un « 2 » devant H₂O :
\( \text{CH}_4\text{(g)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)} + \mathbf{2} \text{H}_2\text{O(g)} \)
3. Oxygène (O) : 2 O à gauche. À droite, on a 2 O dans CO₂ et 2 \(\times\) 1 O dans 2H₂O, soit 4 O. On met un « 2 » devant O₂ :
Équation ajustée : \( \text{CH}_4\text{(g)} + \mathbf{2} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)} + \mathbf{2} \text{H}_2\text{O(g)} \)
Notion d’espèce spectatrice
Une espèce spectatrice (souvent un ion) est présente dans l’état initial et dans l’état final, mais elle ne participe pas à la transformation chimique.
Elle est « spectatrice » : elle regarde la réaction sans y prendre part. On peut souvent la supprimer de l’équation pour la simplifier.
Action de l’acide chlorhydrique (\(\text{H}^+\text{(aq)} + \text{Cl}^-\text{(aq)}\)) sur l’hydroxyde de sodium (\(\text{Na}^+\text{(aq)} + \text{OH}^-\text{(aq)}\)).
Réaction complète : \( \text{H}^+\text{(aq)} + \text{Cl}^-\text{(aq)} + \text{Na}^+\text{(aq)} + \text{OH}^-\text{(aq)} \rightarrow \text{Na}^+\text{(aq)} + \text{Cl}^-\text{(aq)} + \text{H}_2\text{O(l)} \)
Les ions \( \text{Na}^+ \) et \( \text{Cl}^- \) sont identiques à gauche et à droite : ce sont les espèces spectatrices.
Équation simplifiée : \( \text{H}^+\text{(aq)} + \text{OH}^-\text{(aq)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(l)} \)
Partie 3 : Stœchiométrie et Réactif Limitant
Stœchiométrie (Proportionnalité)
La stœchiométrie est l’étude des proportions dans lesquelles les réactifs réagissent et les produits se forment. Ces proportions sont données par les nombres stœchiométriques (les coefficients) de l’équation ajustée.
Pour une réaction générale : \( \mathbf{a} A + \mathbf{b} B \rightarrow \mathbf{c} C + \mathbf{d} D \)
Les quantités de matière (en moles) qui réagissent/se forment sont proportionnelles aux nombres stœchiométriques. Si la réaction est totale (va jusqu’au bout), on a :
$$ \frac{n(A)_{\text{réagi}}}{a} = \frac{n(B)_{\text{réagi}}}{b} = \frac{n(C)_{\text{formé}}}{c} = \frac{n(D)_{\text{formé}}}{d} $$Réactif Limitant
Dans une réaction, les réactifs ne sont presque jamais introduits dans les proportions stœchiométriques parfaites. L’un d’eux va s’épuiser en premier.
Le réactif limitant est le réactif qui est entièrement consommé en premier. C’est lui qui arrête la transformation chimique. Les autres réactifs sont dits « en excès ».
Méthode 1 : Identifier le limitant par le calcul (on connaît les quantités initiales)
1. On calcule les quantités de matière initiales des réactifs : \(n_i(A)\) et \(n_i(B)\).
2. On calcule les rapports : \( \frac{n_i(A)}{a} \) et \( \frac{n_i(B)}{b} \).
3. Le plus petit de ces rapports désigne le réactif limitant.
Méthode 2 : Identifier le limitant par l’observation (on connaît l’état final)
Si, à la fin de la transformation, on observe (ou on teste) qu’il reste du réactif B, cela signifie que B était en excès. Le réactif limitant était donc A.
On fait réagir 4 moles de Fer (\(\text{Fe}\)) avec 9 moles de Dioxygène (\(\text{O}_2\)) selon l’équation :
\( \mathbf{4} \text{Fe(s)} + \mathbf{3} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \mathbf{2} \text{Fe}_2\text{O}_3\text{(s)} \)
1. Quantités initiales : \(n_i(\text{Fe}) = 4 \text{ mol}\) ; \(n_i(\text{O}_2) = 9 \text{ mol}\).
2. Coefficients : \(a=4\) pour Fe ; \(b=3\) pour O₂.
3. Rapports :
Pour Fe : \( \frac{n_i(\text{Fe})}{4} = \frac{4}{4} = 1 \)
Pour O₂ : \( \frac{n_i(\text{O}_2)}{3} = \frac{9}{3} = 3 \)
4. Comparaison : \( 1 < 3 \). Le plus petit rapport est 1, il correspond au Fer.
Conclusion : Le réactif limitant est le Fer (\(\text{Fe}\)). L’oxygène (\(\text{O}_2\)) est en excès.
Partie 4 : Énergie et Transformations Chimiques
Tout comme les transformations physiques, les transformations chimiques s’accompagnent d’un transfert d’énergie thermique.
Transformation Exothermique :
La réaction libère de l’énergie (thermique) dans le milieu extérieur.
On observe une augmentation de la température du système.
Exemples : Toutes les combustions, la plupart des réactions acide-base.
Transformation Endothermique :
La réaction absorbe de l’énergie (thermique) du milieu extérieur.
On observe une diminution de la température du système (il « pompe » la chaleur).
Exemple : Action de l’acide éthanoïque sur l’hydrogénocarbonate de sodium (levure chimique).
Influence du réactif limitant : L’énergie totale transférée (la chaleur libérée ou absorbée) est proportionnelle à la quantité de réactif limitant. Si on double le réactif limitant (en gardant l’autre en excès), on double la chaleur échangée.
Partie 5 : Synthèse Chimique et Analyse
En laboratoire, on peut synthétiser (fabriquer) des espèces chimiques. Le but est souvent de reproduire une espèce trouvée dans la nature (arôme, parfum, médicament).
Identité : Une espèce chimique synthétisée au laboratoire est strictement identique (même formule, mêmes propriétés) à la même espèce extraite de la nature. Il n’y a aucune différence.
Techniques de Laboratoire
1. Chauffage à Reflux (Montage à reflux)
But : Chauffer un mélange réactionnel pour accélérer la transformation, sans perdre de matière par évaporation.
Montage : On chauffe un ballon (contenant les réactifs) surmonté d’un réfrigérant (condenseur) vertical dans lequel circule de l’eau froide. Les vapeurs montent, se refroidissent au contact du réfrigérant, se liquéfient et retombent dans le ballon.
2. Chromatographie sur Couche Mince (CCM)
But : Séparer les espèces d’un mélange et les identifier par comparaison.
Méthode :
1. On dépose une goutte du mélange (ex: notre produit de synthèse) et des gouttes d’espèces de référence (ex: l’arôme naturel) sur une plaque (phase fixe).
2. On place la plaque dans une cuve contenant un solvant (éluant / phase mobile).
3. Le solvant monte par capillarité et entraîne les espèces à des vitesses différentes.
Analyse : Si une tache du produit de synthèse monte à la même hauteur qu’une tache de l’espèce de référence, on peut conclure qu’ils sont identiques.
Partie 6 : Exemples de Réactions (Programme Officiel)
- Combustion du Carbone : \( \text{C(s)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)} \)
- Combustion du Méthane : \( \text{CH}_4\text{(g)} + 2 \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)} + 2 \text{H}_2\text{O(g)} \)
- Corrosion du Fer par un acide : \( \text{Fe(s)} + 2 \text{H}^+\text{(aq)} \rightarrow \text{Fe}^{2+}\text{(aq)} + \text{H}_2\text{(g)} \)
- Action d’un acide sur le calcaire : \( \text{CaCO}_3\text{(s)} + 2 \text{H}^+\text{(aq)} \rightarrow \text{Ca}^{2+}\text{(aq)} + \text{H}_2\text{O(l)} + \text{CO}_2\text{(g)} \)
- Acide chlorhydrique + Soude : \( \text{H}^+\text{(aq)} + \text{OH}^-\text{(aq)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(l)} \)
Partie 7 : Entraînement (Exercices)
- Exercice 1 (Ajuster) : La rouille se forme par réaction entre le fer (\(\text{Fe}\)) et le dioxygène (\(\text{O}_2\)) pour donner de l’oxyde de fer III (\(\text{Fe}_2\text{O}_3\)). Écrire et ajuster l’équation de réaction.
-
Exercice 2 (Réactif Limitant – Calcul) : On fait la synthèse de l’ammoniac (\(\text{NH}_3\)) selon l’équation :
\( \text{N}_2\text{(g)} + \mathbf{3} \text{H}_2\text{(g)} \rightarrow \mathbf{2} \text{NH}_3\text{(g)} \)
On fait réagir 5 moles de \(\text{N}_2\) avec 12 moles de \(\text{H}_2\). Qui est le réactif limitant ? - Exercice 3 (Réactif Limitant – Observation) : On plonge un morceau de zinc (\(\text{Zn}\)) dans de l’acide chlorhydrique (\(\text{H}^+\)). On observe un dégagement gazeux. À la fin de la transformation, le dégagement s’est arrêté mais il reste du zinc solide au fond du bécher. Qui était le réactif limitant ?
-
Exercice 4 (Techniques) : On veut synthétiser l’arôme de banane. La réaction est lente à température ambiante.
a) Quel montage doit-on utiliser pour accélérer la réaction sans perdre le produit qui est volatil ?
b) Comment vérifier que le produit synthétisé est bien le même que l’arôme naturel de banane ?
Partie 8 : Corrections Détaillées
Correction Exercice 1 (Ajuster)
Équation non ajustée : \( \text{Fe(s)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{Fe}_2\text{O}_3\text{(s)} \)
1. Fer (Fe) : 1 à gauche, 2 à droite. On met un « 2 » devant Fe :
\( \mathbf{2} \text{Fe(s)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{Fe}_2\text{O}_3\text{(s)} \)
2. Oxygène (O) : 2 à gauche, 3 à droite. Problème (pair/impair).
Astuce : On cherche le plus petit commun multiple (6). Il faut 6 « O » de chaque côté.
On met un « 3 » devant O₂ (3 \(\times\) 2 = 6 O) et un « 2 » devant Fe₂O₃ (2 \(\times\) 3 = 6 O) :
\( \mathbf{2} \text{Fe(s)} + \mathbf{3} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \mathbf{2} \text{Fe}_2\text{O}_3\text{(s)} \)
3. Vérification Fe : Le « 2 » devant Fe₂O₃ change le Fer (2 \(\times\) 2 = 4 Fe). On doit donc ajuster le « 2 » initial devant Fe en « 4 ».
Équation ajustée : \( \mathbf{4} \text{Fe(s)} + \mathbf{3} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \mathbf{2} \text{Fe}_2\text{O}_3\text{(s)} \)
Correction Exercice 2 (Réactif Limitant – Calcul)
Équation : \( \mathbf{1} \text{N}_2\text{(g)} + \mathbf{3} \text{H}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{NH}_3\text{(g)} \)
1. Quantités initiales : \(n_i(\text{N}_2) = 5 \text{ mol}\) ; \(n_i(\text{H}_2) = 12 \text{ mol}\).
2. Coefficients : \(a=1\) pour N₂ ; \(b=3\) pour H₂.
3. Rapports :
Pour N₂ : \( \frac{n_i(\text{N}_2)}{1} = \frac{5}{1} = 5 \)
Pour H₂ : \( \frac{n_i(\text{H}_2)}{3} = \frac{12}{3} = 4 \)
4. Comparaison : \( 4 < 5 \). Le plus petit rapport est 4, il correspond à l'hydrogène.
Conclusion : Le réactif limitant est le dihydrogène (\(\text{H}_2\)).
Correction Exercice 3 (Réactif Limitant – Observation)
Les réactifs sont le zinc (\(\text{Zn}\)) et l’acide (\(\text{H}^+\)).
L’énoncé dit : « il reste du zinc solide à la fin ».
Cela signifie que le zinc (\(\text{Zn}\)) n’a pas été entièrement consommé, il était donc en excès.
Puisque la réaction s’est arrêtée, c’est que l’autre réactif a été entièrement consommé.
Conclusion : Le réactif limitant était l’acide (\(\text{H}^+\)).
Correction Exercice 4 (Techniques)
a) Montage : Pour accélérer une réaction lente (en chauffant) tout en empêchant les produits volatils (odorants, comme un arôme) de s’échapper, on utilise un chauffage à reflux.
b) Vérification : Pour vérifier que le produit synthétisé est identique à l’arôme naturel, on réalise une Chromatographie sur Couche Mince (CCM). On dépose une goutte du produit de synthèse et une goutte de l’arôme naturel de banane. Si les deux taches migrent à la même hauteur, on peut conclure qu’il s’agit de la même espèce chimique.
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