11 Réactions chimiques

Expliquer la symbolique des réactions chimiques.
Expliquer la loi de conservation de la masse.
Équilibrer une réaction chimique.
Définir les termes utilisés par la chimie thermodynamique.

11.1 Réactions et transformations chimiques

Réaction chimique
Une réaction chimique est le réarrangement des atomes d’une ou plusieurs substances pour former des substances différentes.

Dans toute réaction chimique, les substances d’origine sont appelées les réactifs et les substances résultantes sont appelés les produits. Au cours d’une réaction, des liaisons sont rompues dans les réactifs et de nouvelles liaisons sont formées dans les produits.

\[ \text{Réactifs} \longrightarrow \text{Produits} \]

Pour savoir si une réaction chimique a eu lieu il faut qu’une ou plusieurs substances aient subi un changement de composition. La preuve d’un changement ne peut être fournie que par une analyse chimique des produits. Cependant, certains changements physiques observables permettent généralement d’indiquer si une réaction chimique a eu lieu.

Exemples de changements physiques:

dégagement de chaleur
formation d’un précipité
absorption de chaleur
changement de couleur
dégagement gazeux
émission de lumière

Mais la mise en évidence d’une réaction chimique n’est pas toujours facile et certaines réactions sont parfois difficiles à mettre en évidence.

11.2 La théorie des collisions

Pour qu’une réaction chimique ait lieu:

Les réactifs doivent entrer en collision.
Les réactifs doivent entrer en collision selon une orientation correcte.
Les réactifs doivent entrer en collision avec une énergie suffisante.

La collision entre les réactifs (atomes, ions ou molécules) fournit l’énergie nécessaire pour briser des liaisons et pour en former des nouvelles.

Figure 11.2: Orientation des collisions lors d’une réaction

Plus la probabilité de collision est grande, plus la vitesse de réaction est élevée.

Certaines réactions sont rapides alors que d’autres sont lentes. Différents facteurs peuvent influencer la vitesse d’une réaction:

La complexité des réactifs: plus les molécules de réactifs sont grandes et complexes et plus la réaction sera lente.
La surface de contact: plus grande est la surface de contact entre les réactifs, plus la réaction sera rapide.
La concentration des réactifs: plus le nombre de molécules de réactif est grand, plus la réaction sera rapide.
La température: plus la température est élevée, plus les molécules de réactifs vont vite et ont des chances d’entrer en collision.
Les catalyseurs: Les catalyseurs sont des substances qui augmentent la vitesse d’une réaction sans que leur composition ne change au cours de la réaction.

11.3 Conservation de la masse

Au XVIIIe siècle, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), a établi un principe important basé sur ses expériences. Il affirme que la masse totale des produits de la réaction est égale à la masse totale des réactifs. Cette déclaration est connue comme le principe de conservation de la masse.

Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme.

Il y a une égale quantité de matière avant et après une réaction, aucun atome n’apparaît et aucun atome ne disparaît. On a toujours les mêmes atomes mais combinés de façon différente.

Énoncez le principe de conservation de la masse.
Dans une réaction, pourquoi le nombre d’atomes de chaque élément est-il le même avant et après la réaction ?
On brûle 24 g de carbone qui se combinent avec 64 g de dioxygène pour former du dioxyde de carbone. Quelle masse de dioxyde de carbone obtient-on ?

La masse totale des produits est égale à la masse totale des réactifs : « rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ».
Une réaction ne fait que réarranger les atomes ; aucun atome n’apparaît ni ne disparaît, donc chaque élément conserve son nombre d’atomes.
Par conservation de la masse : \[ m_{CO_2} = 24 + 64 = 88 \text{ g} \]

11.4 Équations chimiques

Dans une équation chimique, on utilise une flèche pour indiquer qu’une réaction a lieu. Les réactifs sont inscrits à gauche de la flèche et les produits sont inscrits à droite de la flèche.

Par exemple, l’équation de réaction de combustion du méthane est la suivante:

\[ \ce{CH4} {}_{(g)} + 2 \ce{O2} {}_{(g)} \ce{->} \ce{CO2} {}_{(g)} + 2 \ce{H2O} {}_{(g)} \]

composés	méthane	dioxygène	dioxyde de carbone	eau
proportions	1	2	1	2
état	gaz	gaz	gaz	gaz

Les chiffres 2 devant le dioxygène et l’eau sont appelés nombres stoechiométriques. Ils nous indiquent les rapports molaires des composés participant à la réaction. On n’indique généralement pas le nombre stoechiométrique quand il est égal à 1.

L’état dans lequel se trouvent les réactifs et les produits peut être indiqué entre parenthèses en indice de la formule brute du composé.

solide : (s)
liquide : (l)
gaz : (g)
solution aqueuse : (aq)

On considère l’équation de combustion du méthane : \[ \ce{CH4_{(g)} + 2 O2_{(g)} -> CO2_{(g)} + 2 H2O_{(g)}} \]

Quels sont les réactifs ? Quels sont les produits ?
Que signifie la flèche \(\ce{->}\) ?
Que représentent les nombres 2 devant \(\ce{O2}\) et \(\ce{H2O}\) ? Comment les appelle-t-on ?
Que signifie l’indice \((g)\) ?

Réactifs (à gauche de la flèche) : le méthane \(\ce{CH4}\) et le dioxygène \(\ce{O2}\). Produits (à droite) : le dioxyde de carbone \(\ce{CO2}\) et l’eau \(\ce{H2O}\).
La flèche indique le sens de la transformation : les réactifs se transforment en produits.
Ce sont les nombres (coefficients) stoechiométriques : ils donnent les proportions (rapports molaires) des composés qui réagissent et se forment.
L’indice \((g)\) indique l’état physique de l’espèce : ici, l’état gazeux.

11.5 Écrire une équation chimique

La phrase, “Le méthane réagit avec le dioxygène pour former du dioxyde de carbone et de l’eau.”, peut être schématisée par l’équation simplifiée:

\[ \text{méthane } + \text{ dioxygène } \longrightarrow \text{ dioxyde de carbone } + \text{ eau} \]

En remplaçant le nom des composés par leur formule brute, on obtient:

\[ \ce{CH4 + O2 -> CO2 + H2O} \]

	réactifs	produits
carbone	1 atome	1 atome
hydrogène	4 atomes	2 atomes
oxygène	2 atomes	3 atomes

Cette équation ne respecte pas le principe de conservation de la masse. Tous les atomes présents dans les réactifs ne sont pas présent dans les produits. Pour que le principe de conservation de la masse soit respecté, il faut équilibrer l’équation.

On équilibre la réaction, en ajoutant des molécules de réactifs ou de produits afin de satisfaire le principe de conservation de la masse. En ajoutant une molécule de dioxygène et une molécule d’eau, le principe de conservation de la masse est respecté.

Nous pouvons maintenant ajouter les nombres stoechiométriques pour écrire l’équation équilibrée:

\[ \ce{CH4 + \underline{2} O2 -> CO2 + \underline{2} H2O} \]

	réactifs	produits
carbone	1 atome	1 atome
hydrogène	4 atomes	4 atomes
oxygène	4 atomes	4 atomes

Quand on équilibre une réaction:

On ne peut pas changer les indices, cela correspondrait à changer les composés.
La seule chose que l’on peut changer pour équilibrer une équation ce sont les nombres stoechiométriques.
Les nombres stoechiométriques doivent toujours être les plus petits possible.

11.5.1 Les nombres stoechiométriques

Dans une équation chimique, les nombres stoechiométriques indiquent la quantité de chaque réactif consommé et la quantité de chaque produit formé. Ces nombres peuvent représenter des molécules ou un grand nombre de molécules (des moles).

\(CH_{4\ (g)}\)	+	2 \(O_{2\ (g)}\)	\(\rightarrow\)	\(CO_{2\ (g)}\)	+	2 \(H_2O_{\ (g)}\)
1 molécule	réagit avec	2 molécules	pour former	1 molécule	et	2 molécules
1 dizaine de molécules	réagit avec	2 dizaines de molécules	pour former	1 dizaine de molécules	et	2 dizaines de molécules
1 mole de molécules	réagit avec	2 moles de molécules	pour former	1 mole de molécules	et	2 moles de molécules

Les nombres stoechiométriques sont également appelés coefficients stoechiométriques.

Pour chacune des phrases suivantes:

Ecrire l’équation chimique décrite par la phrase.
Indiquer si l’équation obtenue est équilibrée.
Équilibrez les équations qui ne sont pas équilibrées.

L’acide chlorhydrique réagit avec l’hydroxyde de sodium pour former du chlorure de sodium et de l’eau.
En faisant réagir de l’oxyde de fer (III) avec de l’acide nitrique, on obtient du nitrate de fer (III) et de l’eau.
Le silicium est obtenu par la réaction du dioxyde de silicium avec le carbone, formant également du monoxyde de carbone.

\(\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}\) équation équilibrée
\(\ce{Fe2O3 + HNO3 -> Fe(NO3)3 + H2O}\) équation non équilibrée
\(\ce{Fe2O3 + 6HNO3 -> 2Fe(NO3)3 + 3H2O}\) équation équilibrée
\(\ce{SiO2 + C -> Si + CO}\) équation non équilibrée
\(\ce{SiO2 + 2C -> Si + 2CO}\) équation équilibrée

11.6 Définitions thermodynamiques

La thermodynamique est l’étude de la chaleur et de ses transformations. La thermochimie est la partie de la thermodynamique qui étudie les échanges d’énergie qui ont lieu pendant les réactions chimiques.

La thermochimie explique entre autre:

pourquoi certaines réactions ont lieu spontanément et d’autres pas,
pourquoi une réactions a lieu dans un sens, dans l’autre ou dans les deux sens,
pourquoi une réaction dégage ou absorbe de la chaleur.

11.6.1 Réaction spontanée

Une réaction spontanée se produit d’elle-même. Une fois amorcée, aucune action extérieur n’est nécessaire pour que la réaction se produise.

\[ \begin{split} \ce{ 4 Fe + 3O2 -> 2Fe2O3 } \\ \text{(formation de la rouille)} \end{split} \]

Le fer rouille de lui-même à l’air libre.

11.6.2 Réaction non spontanée

Une réaction non spontanée n’a pas lieu sans une action extérieure continue.

\[ \begin{split} \ce{ 2Fe2O3 -> 4 Fe + 3O2 } \\ \text{(extraction du fer du minerai de fer)} \end{split} \]

Cette réaction est possible, mais elle n’est pas spontanée. Elle nécessite un apport d’énergie constant.

Une réaction spontanée dans un sens n’est généralement pas spontanée dans l’autre sens.

11.6.3 Réaction réversible

Une réaction réversible peut avoir lieu dans les deux sens. On utilise une double flèche pour indiquer une réaction réversible.

\[ \begin{split} \ce{ CaCO3_{(s)} <=> CaO_{(s)} + CO2_{(g)} } \\ \longrightarrow \text{ réaction directe} \\ \longleftarrow \text{ réaction inverse} \end{split} \]

Un équilibre se crée entre la réaction directe et la réaction inverse.

11.6.4 Réaction irréversible

Une réaction irréversible ne peut s’effectuer que dans un sens.

\[ \ce{ NaOH + HCl -> NaCl + H2O } \]

Une fois que les réactifs sont transformés en produits, il est impossible de retourner en arrière et d’obtenir à nouveau les substances de départ.

11.6.5 Réaction exothermique

Une réaction exothermique est une réaction qui libère de la chaleur.

Figure 11.3: Profil énergétique d’une réaction exothermique

11.6.6 Réaction endothermique

Une réaction endothermique est une réaction qui absorbe de la chaleur.

Figure 11.4: Profil énergétique d’une réaction endothermique

L’énergie d’activation (\(E_a\)) est l’énergie minimale qu’il faut fournir pour qu’une réaction se produise.

11.6.7 Les catalyseurs

Figure 11.5: Profil énergétique d’une réaction avec catalyseur

Un catalyseur permet de modifier la vitesse d’une réaction sans faire partie des réactifs ou des produits. Le catalyseur ne participe pas à la réaction; on le retrouve intact à la fin de celle-ci.

Le rôle du catalyseur est d’abaisser l’énergie d’activation nécessaire à la réaction, ce qui permet à davantage de particules d’entrer en collision efficace et ainsi de réagir.

Il existe des substances qui ont un effet inverse à celui des catalyseurs; elles diminuent la vitesse de réaction. Ces substances agissent en augmentant l’énergie d’activation de la réaction. Ces substances qui permettent de ralentir certains processus sont appelées des inhibiteurs.

Répondez aux questions sur les termes de la thermochimie.

Quelle est la différence entre une réaction exothermique et une réaction endothermique ?
Qu’est-ce qu’une réaction spontanée ?
Qu’est-ce qu’un catalyseur ? Quel est son effet sur l’énergie d’activation ?
La rouille se forme selon \(\ce{4 Fe + 3 O2 -> 2 Fe2O3}\) d’elle-même à l’air libre. Cette réaction est-elle spontanée ?

Une réaction exothermique libère de la chaleur ; une réaction endothermique absorbe de la chaleur.
Une réaction spontanée se produit d’elle-même : une fois amorcée, aucune action extérieure n’est nécessaire pour qu’elle se poursuive.
Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction sans être consommée (on le retrouve intact à la fin). Il abaisse l’énergie d’activation de la réaction.
Oui : le fer rouille de lui-même, sans apport extérieur continu ; c’est donc une réaction spontanée.

11.7 Résumé

Une réaction chimique réarrange les atomes des réactifs pour former des produits : des liaisons sont rompues et de nouvelles se forment. Certains signes indiquent qu’une réaction a eu lieu.
Selon la théorie des collisions, une réaction nécessite que les réactifs se rencontrent avec une orientation correcte et une énergie suffisante. La vitesse dépend de la température, de la concentration, de la surface de contact, de la complexité des réactifs et de la présence de catalyseurs.
Une équation chimique s’écrit réactifs \(\rightarrow\) produits ; les coefficients (nombres) stoechiométriques donnent les proportions molaires, et l’état physique se note en indice : (s), (l), (g), (aq).
Loi de conservation de la masse : la masse totale des produits égale celle des réactifs. Chaque élément conserve son nombre d’atomes : il faut donc équilibrer l’équation en ajustant uniquement les coefficients stoechiométriques (jamais les indices), les plus petits possibles.
Une réaction est spontanée ou non ; réversible ou irréversible ; exothermique ou endothermique.
L’énergie d’activation (\(E_a\)) est l’énergie minimale à fournir ; un catalyseur l’abaisse (accélère la réaction), un inhibiteur l’augmente (la ralentit).

11.8 Exercices supplémentaires

Pour chacune des phrases suivantes, écrire l’équation chimique décrite par la phrase et équilibrer l’équation obtenue.

L’hydroxyde de calcium et l’acide phosphorique réagissent ensemble pour former du phosphate de calcium et de l’eau.
On obtient du chlorure d’aluminium et de l’eau lors de la réaction de l’hydroxyde d’aluminium avec de l’acide chlorhydrique.
Le chlorate de potassium se décompose en chlorure de potassium et en dioxygène lorsqu’il est chauffé.

\(\ce{3Ca(OH)2 + 2H3PO4 -> Ca3(PO4)2 + 6H2O}\)
\(\ce{Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H2O}\)
\(\ce{2KClO3 -> 2KCl + 3O2}\)

Equilibrez les réactions chimiques suivantes :

\(\quad \ce{Fe} \quad + \quad \ce{O2} \quad \ce{->} \quad \ce{Fe2O3}\)
\(\quad \ce{CaCl2} \quad + \quad \ce{H2SO4} \quad \ce{->} \quad \ce{CaSO4} \quad + \quad \ce{HCl}\)
\(\quad \ce{C} \quad + \quad \ce{SO2} \quad \ce{->} \quad \ce{CS2} \quad + \quad \ce{CO}\)
\(\quad \ce{NiCl2} \quad + \quad \ce{KOH} \quad \ce{->} \quad \ce{Ni(OH)2} \quad + \quad \ce{KCl}\)
\(\quad \ce{CH3OH} \quad + \quad \ce{O2} \quad \ce{->} \quad \ce{CO2} \quad + \quad \ce{H2O}\)
\(\quad \ce{HNO3} \quad + \quad \ce{Be(OH)2} \quad \ce{->} \quad \ce{Be(NO3)2} \quad + \quad \ce{H2O}\)

\(\ce{4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3}\)
\(\ce{CaCl2 + H2SO4 -> CaSO4 + 2HCl}\)
\(\ce{5C + 2SO2 -> CS2 + 4CO}\)
\(\ce{NiCl2 + 2KOH -> Ni(OH)2 + 2KCl}\)
\(\ce{2CH3OH + 3O2 -> 2CO2 + 4H2O}\)
\(\ce{2HNO3 + Be(OH)2 -> Be(NO3)2 + 2H2O}\)

Équilibrez les réactions chimiques suivantes :

\(\quad \ce{C3H8} \quad + \quad \ce{O2} \quad \ce{->} \quad \ce{CO2} \quad + \quad \ce{H2O}\)
\(\quad \ce{Al} \quad + \quad \ce{O2} \quad \ce{->} \quad \ce{Al2O3}\)
\(\quad \ce{Fe} \quad + \quad \ce{HCl} \quad \ce{->} \quad \ce{FeCl2} \quad + \quad \ce{H2}\)
\(\quad \ce{Na} \quad + \quad \ce{H2O} \quad \ce{->} \quad \ce{NaOH} \quad + \quad \ce{H2}\)
\(\quad \ce{NH3} \quad + \quad \ce{O2} \quad \ce{->} \quad \ce{NO} \quad + \quad \ce{H2O}\)

\(\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}\)
\(\ce{4Al + 3O2 -> 2Al2O3}\)
\(\ce{Fe + 2HCl -> FeCl2 + H2}\)
\(\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2}\)
\(\ce{4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O}\)

Lors de la combustion complète du méthane, on observe que 16 g de méthane (\(\ce{CH4}\)) réagissent avec du dioxygène pour former 44 g de dioxyde de carbone et 36 g d’eau.

Écrivez et équilibrez l’équation de la réaction.
À l’aide du principe de conservation de la masse, calculez la masse de dioxygène qui a réagi.
Vérifiez la cohérence : la masse totale des réactifs est-elle égale à la masse totale des produits ?

\(\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}\)
La masse des produits vaut \(44 + 36 = 80\) g. Par conservation de la masse, la masse des réactifs vaut aussi 80 g, donc : \[ m_{O_2} = 80 - 16 = 64 \text{ g} \]
Réactifs : \(16 + 64 = 80\) g ; produits : \(44 + 36 = 80\) g. Les deux masses sont égales : le principe de conservation de la masse est respecté.

Répondez aux questions suivantes sur la vitesse des réactions.

Citez trois facteurs qui augmentent la vitesse d’une réaction et expliquez brièvement pourquoi (théorie des collisions).
Pour qu’une collision entre réactifs soit efficace, quelles sont les deux conditions nécessaires ?
Un catalyseur et un inhibiteur : quel est l’effet de chacun sur la vitesse et sur l’énergie d’activation ?

Par exemple : augmenter la température (les molécules se déplacent plus vite et se heurtent plus souvent et plus fort) ; augmenter la concentration (plus de molécules, donc plus de collisions) ; augmenter la surface de contact (davantage de zones de rencontre). Plus la probabilité de collision est grande, plus la vitesse est élevée.
La collision doit se produire avec une orientation correcte et avec une énergie suffisante.
Un catalyseur augmente la vitesse en abaissant l’énergie d’activation ; un inhibiteur diminue la vitesse en augmentant l’énergie d’activation.

Pour chaque réaction, écrivez l’équation équilibrée en indiquant l’état physique de chaque espèce (s, l, g ou aq).

Le carbonate de calcium solide se décompose en oxyde de calcium solide et en dioxyde de carbone gazeux.
Le zinc solide réagit avec une solution aqueuse d’acide chlorhydrique pour former du chlorure de zinc en solution et du dihydrogène gazeux.
Le méthane gazeux brûle dans le dioxygène gazeux pour former du dioxyde de carbone gazeux et de l’eau liquide.

\(\ce{CaCO3_{(s)} -> CaO_{(s)} + CO2_{(g)}}\)
\(\ce{Zn_{(s)} + 2 HCl_{(aq)} -> ZnCl2_{(aq)} + H2_{(g)}}\)
\(\ce{CH4_{(g)} + 2 O2_{(g)} -> CO2_{(g)} + 2 H2O_{(l)}}\)