Chapitres
La réaction chimique
Définition
Une réaction chimique entre deux réactifs se produit toujours dans des proportions et des quantités bien déterminées. Il est donc important de savoir quelles sont ces proportions. Par exemple, dans l'industrie, il est important de connaître ces proportions car sinon elle gâchera une partie des réactifs nécessaires à la réaction. C'est dans cette optique que l'on se doit d'équilibrer l'équation bilan d'une réaction chimique. Pour ce faire, il faut procéder avec méthode et suivre les étapes suivantes.
Nous prendront par la suite, l'exemple de la combustion du méthane dans le dioxygène.
Le déroulement d'une réaction
- 1ère étape : on réalise d'abord l'expérience puis on identifie les produits formés (dans notre cas,le dioxyde de carbone et de l'eau) ; on note les réactifs (ce que l'on a avant la réaction) et les produits formés (après la réaction). Pour notre exemple cela donne :
- Réactifs : méthane, dioxygène
- Produits : dioxyde de carbone, eau
- Réactifs : méthane, dioxygène
- 2ème étape : on écrit alors en toutes lettres le bilan de la réaction :
- Avant la flèche c'est à dire avant la réaction on écrit les réactifs.
- Après la flèche c'est à dire après la réaction on écrit les produits
- 3ème étape : on remplace alors les noms des réactifs et des produits par leur formule chimique correspondante:
- 4ème étape : il faut donc trouver les nombres de molécules qui permettront d'avoir le même nombre de chaque type d'atomes avant et après la réaction : on va équilibrer en atomes l'équation bilan de la réaction chimique. Pour cela, repartons donc de l'équation bilan de départ. On constate que le nombre de chaque type d'atomes n'est pas le même avant et après la réaction: on dit que l'équation bilan n'est pas équilibrée en atomes.
Cela signifie, dans la réalité, que ce n'est pas une molécule de méthane qui réagit avec une molécule de dioxygène pour former une molécule de dioxyde de carbone et une molécule d'eau mais d'autres quantités de molécules qui réagissent pour former d'autres quantités de molécules.
Réaction et équation bilan
En général cela commence en réalisant l'expérience (ici la combustion du méthane) puis on identifie les produits formés (ici le dioxyde de carbone et de l'eau) et on note les réactifs (ce que l'on a avant la réaction) et les produits formés (après la réaction). Ce qui donne ceci dans notre exemple:
- Réactifs : méthane, dioxygène
- Produits : dioxyde de carbone, eau
Puis on écrit le bilan de la réaction :
- Avant la flèche c'est à dire avant la réaction on écrit les réactifs.
- Après la flèche c'est à dire après la réaction on écrit les produits.
Dans notre exemple cela donnera ceci : le + avant la flèche signifie "réagit avec" et la flèche signifie "pour former"
[ text { methane } + text { dioxygene } \rightarrow text { dioxyde de carbone } + text { eau } ]
Le nombre de chaque sorte d'atomes n'est donc pas le même avant et après la réaction : on dit que l'équation bilan n'est pas équilibrée en atomes.
Cela signifie, en fait, que dans la réalité ce n'est pas une molécule de méthane qui réagit avec une molécule de dioxygène pour former une molécule de dioxyde de carbone et une molécule d'eau mais d'autres quantités de molécules qui réagissent pour donner d'autres quantités de molécules qui se forment. Il faut donc trouver les nombres de molécules qui permettront d'avoir le même nombre de chaque sorte d'atomes avant et après la réaction : repartons donc de l'équation bilan de départ
Le nombre d'atomes de carbone est pour l'instant le même avant et après la réaction ; il n'y a donc rien à équilibrer !
Cependant le nombre d'atomes d'hydrogène n'est pas le même avant et après la réaction (on commence par les atomes d'hydrogène plutôt que les atomes d'oxygène car les atomes d'hydrogène ne sont présents que dans 2 molécules sur 4 alors que les atomes d'oxygène sont présents dans 3 molécules sur 4) : 4 atomes d'hydrogène avant et 2 seulement après la réaction.
Pour avoir 4 atomes d'hydrogène après la réaction il suffit donc d'avoir 2 molécules d'eau qui se forment.
Dans notre exemple pour chaque molécule de méthane qui réagit il faut 2 molécules de dioxygène ; celles-ci formeront alors une molécule de dioxyde de carbone et 2 molécules d'eau.
Evidemment dans la réalité il y a beaucoup plus de molécules qui sont concernées (de l'ordre de 1022 à 1024 pour 1 g de matière) mais les proportions restent toujours les mêmes.
Et voilà notre équation bilan maintenant équilibrée en chaque sorte d'atomes : avant et après la réaction on a 1 atome de carbone, 4 atomes d'hydrogène et 4 atomes d'oxygène ; il suffit maintenant de compter le nombre de chaque molécule différente et de placer les coefficients numériques correspondants dans l'équation bilan
Notre équation est donc équilibrée en atomes de carbone et en atomes d'hydrogène mais elle ne l'est pas encore en atomes d'oxygène : on a 2 atomes d'oxygène avant la réaction et 4 après la réaction.
Pour avoir 4 atomes d'oxygène il suffit donc d'avoir 2 molécules de dioxygène au départ
Méthodologie
L'équation d'une réaction est l'écriture symbolique d'une réaction chimique. Elle comporte :
- Une flèche qui indique le sens de la transformation,
- A gauche de la flèche, les symboles des réactifs séparés par des signes +,
- A droite de la flèche, les symboles des produits de la transformation séparés par des signes +.
- Des nombres stœchiométriques, placés devant chaque symbole, choisis de telle façon que la loi de conservation des éléments soit satisfaite. On dit qu'on ajuste les nombres stœchiométriques.
Remarques
- Le nombre stœchiométrique 1 n'est jamais écrit.
- Si la transformation met en jeu des ions, l'ajustement des nombres stœchiométriques doit aussi réaliser la conservation de la charge électrique.
Les nombres stœchiométriques indiquent dans quelles proportions les quantités de matières des réactifs réagissent et ce quelques soient les quantités de matières des réactifs mis en présence. Par exemple l'équation de la réaction de formation de l'eau donnée en 3 indique que : si x mol de O2 disparaissent alors 2x mol de H2 disparaissent aussi et il se forme 2x mol de H2O.
Exemple
[ H _ { 2 left( g right) } + \frac { 1 } { 2 } O _ { 2 left( g right) } \rightarrow H _ { 2 } O _ { left( l right) } ]
ou [ 2 H _ { 2 left( g right) } + O _ { 2 left( g right) } \rightarrow H _ { 2 } O _ { left( l right) } ]
[ CuCl_ { 2 left( s right) } \rightarrow Cu ^ { 2 + } _ { left( aq right) } + 2 Cl ^ { - } _ { left( aq right) }
Faire un avancement de réaction puis un bilan de matière
On considère la réaction chimique dont l'équation est : aA + bB 
cC + dD où A et B sont les réactifs, C et D les produits et a, b, c et d sont les nombres stœchiométriques.
Les notations généralement utilisées sont résumées ci-dessous :
- x : avancement de la réaction ;
- n(A)0 : quantité de matière initiale de A ;
- n(A) : quantité de matière de A à la date t ;
- n(A)f : quantité de matière finale de A.
Il en est de même pour les autres espèces.
L'avancement final est un avancement qui est réellement observé, atteint. Mais l'avancement maximal correspond également à l'avancement atteint lorsqu'un réactif est entièrement consommé (avancement théorique observable).
En reprenant l'exemple précédent, x est appelé avancement de la réaction à la date t. Ce nombre permet de suivre l'évolution de la transformation et donc de caractériser le système à un moment donné.
L'avancement maximal xmax s'obtient en écrivant que les quantités de matières des réactifs sont toujours positives ou nulles.
Nous supposerons, cette année qu'une réaction s'arrête lorsqu'un des réactifs a été totalement consommé. Ce réactif est appelé réactif limitant. Il est tel que sa quantité de matière est nulle (il n'en reste plus) lorsque x = xmax, c'est-à-dire lorsque l'avancement est maximal.
Dans certains cas tous les réactifs sont totalement consommés. On dit alors qu'ils ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.
Le taux d'avancement τ
[ tau = \frac { x _ { f } } { x _ { text { max } } } ]
- Si τ ≤ 1 => si τ = 1 xf = xmax alors on est en présence d'une réaction totale
- τ < 1 , xf ≠ xmax alors on est en présence d'une réaction partielle qui s'arrête lorsqu'elle atteint l'équilibre chimique.
Relation entre l'avancement et la concentration molaire volumique
Si on ne prend en compte que le cas particulier d'une réaction ayant lieu en solution aqueuse telle que le volume V de la solution soit constant, alors on peut utiliser l'expression suivante :
[ [X] = \frac {n(X)} {V} ]
Avec :
- [X] représentant la concentration molaire (en mol.L-1) ;
- n(X) représentant la quantité de matière de l'espèce X en solution (en mol) ;
- V représentant le volume de la solution (en L).
D'après ce qui précède, en divisant tous les termes de la relation de définition de l'avancement par V :
[frac {x} {V} = \frac { [A] _ {0} - [A] } {a} = \frac { [ B ] _ { 0 } - [B] } {b} = \frac {[C]} {c} =frac {[D]} {d} ]
Avancement et vitesse de réaction
On peut définir la vitesse volumique de réaction avec l'aide de l'expression suivante :
[ v = \frac {ab} {cd} \frac { text {d} x } { text {d} t} ]
Avec :
- v représentant la vitesse volumique de réaction (en mol.m-3.s-1) ;
- V représentant le volume de la solution (en m3) ;
- dx représentant la variation de l'avancement (en mol) ;
- dt représentant la durée de la variation (en s).
Remarques :
- Il arrive fréquemment que le volume V soit exprimé en litre. La vitesse de réaction est alors exprimée en mol.L-1.s-1 ;
- Si la transformation est lente ou très lente la durée peut être exprimée en minute ou en heure. La vitesse de réaction est alors exprimée en mol.L-1.min-1 ou en mol.L-1.h-1 ;
- Le rapport dx/dt représente la dérivée par rapport au temps de l'avancement.
Exemple d'équilibre chimique
Le Ka correspond à la constante d'acidité, encore appelée constante de dissociation acide. Elle permet la mesure quantitative de la force d'un acide en solution. En effet, cette constante permet également de connaître l'équilibre d'une espèce acide dans le cadre d'une réaction acido-basique. De cette façon, plus le Ka est élevée, plus la dissociation des molécules en solution est grande. On peut alors dire que la force d'un acide est proportionnelle au Ka.
En chimie, une constante d'acidité ou constante de dissociation acide, Ka, est une mesure quantitative de la force d'un acide en solution. C'est la constante d'équilibre de la réaction de dissociation d'une espèce acide dans le cadre des réactions acido-basiques. Plus cette constante Ka est élevée, plus la dissociation des molécules en solution est grande, et donc plus fort est l'acide.
Soit :
[ AH + B rightleftarrows A ^ { - } + BH ^ { + } ]
Avec :
- Couple AH/A-
- Couple BH+/B
On considère alors que AH correspond à un acide générique qui va, en se dissociant, donner l'acide A- qui est sa base conjuguée, ainsi qu'un ion hydrogène H+ que l'on appelle également proton. Si la réaction se déroule dans un milieu aqueux, ce proton devient un proton solvaté H3O+.
On considère alors que les espèces chimiques AH, A- et H+ sont en équilibre si leur concentration ne varie pas en fonction du temps. On peut alors écrire la constante d'équilibre sous la forme de quotient de concentrations des différentes espèces à l'équilibre (en mol/L), notées [AH], [A-] et [H+]. On obtient donc :
[ K _ { a } = \frac { left[ A ^ + right] times left[ H ^ - right] } { left[ AH right] } ]
Pour obtenir le pKa, tout comme le p de pH, le p de pKa représente la fonction "- log" donc ici - log (Ka). Donc si on parle de pOH ou de pKa, cela signifie que l'on parle de - log (OH) et de - log (Ka). On a donc :
[ text { p}K _ { a } = log left( 10 right) times K _ { a } ]
Rappel
Le pH, ou encore potentiel hydrogène, correspond à une mesure de l'activité chimique de ce qu'on appelle les hydrons dans une solution. Mais vous les connaissez plus certainement sous le nom de protons ou encore ions hydrogènes. De façon plus particulière, ces protons, dans une solution aqueuse, se présent sous la forme de l'ion hydronium qui représente le plus simple des ions oxonium.
Le pH est, le plus souvent, utilisé afin de mesurer l'acidité ou encore la basicité de la solution. On peut alors la déterminer avec l'échelle suivant dans le cas d'un milieu aqueux à 25°C :
- une solution de pH égal à 7 est considérée comme étant neutre ;
- une solution de pH inférieur à 7 est considérée comme étant acide. De ce fait, plus son pH diminue, plus elle est acide ;
- une solution de pH supérieur à 7 est considérée comme étant basique. De ce fait, plus son pH augmente, plus elle est basique.
Mais la définition que nous connaissons aujourd'hui du pH, définition de Sorensen, n'a été officiellement reconnue qu'à partir du milieu du XXe siècle par l'UICPA.
Cette définition est donc celle que nous retrouvons dans les manuels scolaires et s'énonce ainsi :
[ pH = - log left( a _ { text { H } } right) ]
Avec aH, également noté aH+ ou [H+], qui correspond à l'activité des ions hydrogène H+. aH correspond donc à une grandeur sans dimension tout comme le pH.
Exemple de devoir sur les équations et les avancements
Classe
1 ères S
Durée du devoir
3h00
Matériel autorisé
Calculatrice non programmable
Données
Masses molaires
- M(H)=1,00 g.mol-1
- M(Zn)=65,4 g.mol-1
- M(O)=16,0 g.mol-1
- M(Ca)=40,1 g.mol-1
- M(K)=39,1 g.mol-1
- M(Cl)=35,5 g.mol-1
Nombre d'Avogadro
NA = 6,022.1023 mol-1
Pression atmosphérique normale
Patms= 1,013.105 Pa
Constante du gaz parfait
R = 8,314 J.mol-1.K-1
Masse volumique de l'eau pure à 4°C
ρ = 1,000 g.cm-3
Partie A
Le chlorure d'hydrogène gazeux se dissout dans l'eau pour former une solution aqueuse d'acide chlorhydrique.
- Ecrire l'équation chimique associée à la réaction de dissolution dans l'eau du chlorure d'hydrogène gazeux qui est un composé covalent.
- Citer les étapes de la dissolution.
Partie B
Un flacon contient un litre de solution de chlorure d'hydrogène et porte les indications suivantes:
- densité: 1,05
- pourcentage massique (P) en HCl : 10 %.
- Quelle est la masse d'un litre de solution?
- Déduire de (P) la masse de chlorure d'hydrogène contenu dans la solution.
- Quelle est la concentration molaire en soluté apporté dans la solution?
- Quel volume de chlorure d'hydrogène gazeux, à 20°C et à pression atmosphérique normale, a-t-il fallu dissoudre dans l'eau pour préparer la solution du flacon?
Partie C
Une solution aqueuse d'acide chlorhydrique est utilisée pour étudier la composition d'un alliage métallique: le laiton qui est composé de cuivre et de zinc. Quand cet alliage est mis en présence d'une solution d'acide chlorhydrique, seul le zinc réagit; il se forme du dihydrogène gazeux, des ions Zn2+ en solution et de l'eau. On attaque 10 g de cet alliage par 100 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration c = 1,00 mol.L-1. Il se forme alors V = 0,900 L de dihydrogène dans les conditions normales de température et de pression (Vm = 24 L.mol-1).
- Ecrire l'équation chimique de la réaction ayant eu lieu.
- Etablir le tableau d'avancement de cette réaction.
- Calculer la quantité de matière de dihydrogène recueillie.
- Tout le zinc ayant disparu, déterminer la quantité de matière de zinc contenue dans l'échantillon de laiton.
- En déduire les pourcentages massiques (pourcentage en masse) de zinc et de cuivre dans l'alliage de laiton.
- Calculer, la concentration molaire des ions présents dans la solution, à la fin de la réaction.
L'hydroxyde de calcium Ca(OH)2 , ainsi que l'hydroxyde de potassium KOH, sont deux solides ioniques.
- Ecrire les équations chimiques des réactions de dissolution dans l'eau de ces deux solides.
- On prépare une solution d'hydroxyde de calcium en dissolvant 50 mg de ce composé solide dans un volume de 100 mL d'eau distillée. Quelles sont les concentrations molaires des ions présents en solution?
- On verse alors, dans les 100 mL de la solution précédemment obtenue, 80 mg d'hydroxyde de potassium solide.
- Calculer la concentration de tous les ions présents en solution.
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