La séance de activité expérimentale n°18 nous permet d'introduire la notion de transformation chimique.
Nous avions vu en séquence n°8 un aperçu des transformations physiques et il nous restera à voir les transformations nucléaires en séquence n°14.
Avant d'aborder la réaction chimique, il est nécessaire de définir quelques points :
On parle d'une transformation lorsqu'un système évolue d'un état initial vers un état final. Le système chimique varie dans la mesure où la nature ou la quantité des espèces chimiques varient aussi. Peuvent varier aussi l'état physique, la température, la pression et le volume.
Dans le cas où la nature et la quantité des espèces chimiques varient, on dit qu'il y a réaction chimique.
Lors d'une transformation chimique, de l'énergie peut être échangée avec le milieu extérieur. Si le système étudié absorbe de l'énergie thermique, on dit que la transformation physique est endothermique. Dans le cas contraire, si le système libère de l'énergie thermique, on dit que la transformation physique est exothermique.
La réaction chimique est utilisée afin de modéliser un niveau macroscopique une transformation chimique. Elle rend compte de la modification chimique du système au cours de la transformation chimique via un équation du type réactifs \(\displaystyle \longrightarrow\) produits.
La réaction chimique se définit de la façon suivante :
À savoir : Les espèces chimiques qui sont consommées sont appelées réactifs, les espèces chimiques produites sont appelées produits. Les espèces chimiques n'intervenant pas dans la transformation chimique sont appelées spectateurs.
La réaction chimique peut être modélisées par une équation de réaction : réactifs et produits sont représentés par leurs symboles chimique de part et d'autre d'une flèche orientée vers la droite. Les réactifs sont placés à gauche de la flèche, les produits sont placés à droite.
Devant chaque espèce chimique sont placés des nombres appelés nombres stoechiométriques traduisant la conservation des éléments chimiques et de la charge électrique, et représentant les proportions de réactifs consommés et de produits formés au cours de la réaction chimique. En indice de chaque espèce chimique en jeu dans la réaction ets indiqué entre parenthèses par une lettre, son état physique : \(\displaystyle g\) pour gaz, \(\displaystyle l\) pour liquide et \(\displaystyle s\) pour solide. Au sein d'un mélange, on peut voir apparaître \(\displaystyle d\) pour dissous, \(\displaystyle aq\) pour aqueux dans le cas des ions en solution aqueuse.
Exemples :
\(\displaystyle CH_{4(g)} + 2O_{2(g)} \longrightarrow 2H_2O_{g} + CO_{2(g)}\)
\(\displaystyle Pb^{2+}_{4(aq)} + 2I^{-}_{(aq)} \longrightarrow PbI_{2(s)}\)
Afin d'équilibrer une équation de réaction, il faut pouvoir assurer la conservation des éléments chimiques et de la charge électrique. En général, en classe de seconde, assurer la conservation des éléments implique celle des charges. Pour cela, il faut pouvoir dénombrer les atomes présents.
Pour dénombrer les atomes présents, il faut tenir compte du nombre d'atomes contenus dans chaque espèce chimique mais aussi du nombre stoechiométrique correspondant au nombre de molécules de cette espèce chimique intervenant dans la réaction. Par exemple pour les réactifs du premier exemple ci-dessus, la molécule CH\(\displaystyle _4\) comporte un atome de carbone et 4 atomes d'hydrogènes.
Le réactif limitant se définit de la façon suivante :
À savoir : On appelle réactif limitant le premier réactif qui vient à manquer lors d'une réaction chimique. Celle-ci s'arrête donc faute de pouvoir en sommer davantage. Les autres réactifs sont dits en excès. Il en reste en fin de réaction tandis que la quantité de matière du réactif limitant est nulle.
La détermination du réactif limitant se fait en comparant les rapports quantité de matière et nombre stoechiométrique de chaque réactif :
Règle : En considérant l'équation de réaction \(\displaystyle aA+bB \longrightarrow cC+dD\), alors :
• si \(\displaystyle \dfrac{n_A}{a} < \dfrac{n_B}{b}\) alors A est le réactif limitant.
• si \(\displaystyle \dfrac{n_A}{a} > \dfrac{n_B}{b}\) alors B est le réactif limitant.
• si \(\displaystyle \dfrac{n_A}{a} = \dfrac{n_B}{b}\) alors les réactifs A et B sont limitants, on dit alors que le mélange est stoechiométrique.
Il est utile en classe de seconde de bian connaître des exemples de réactions chimiques.
Une combustion est une réaction chimique au cours de laquelle un combustible (ce qui subit la combustion) réagit au contact d'un comburant (ce qui aide à la combustion) en présence d'une énergie d'activation.
A l'air libre, le comburant est le dioxygène O2. Les produits d'une combustion complète sont de l'eau H2O et/ou du dioxyde de carbone CO2.
Deux combustions sont à connaître :
• La combustion du méthane CH4 : \(\displaystyle CH_{4(g)} + 2O_{2(g)} \longrightarrow 2H_2O_{(g)} + CO_{2(g)}\)
• La combustion du carbone C : \(\displaystyle C_{(s)} + O_{2(g)} \longrightarrow CO_{2(g)}\)
Les métaux sont corrodés par les acides, au contact de ces derniers ils sont oxydés formant des cations métallique tels que les ions ferreux Fe2+ pour l'oxydation du fer par exemple. L'ion responsable de l'acidité est H+, lors de l'attaque acide des métaux se forme du dihydrogène H2. L'attaque acide du fer a pour équation bilan : \(\displaystyle Fe_{(s)} + 2H^{+}_{(aq)} \longrightarrow Fe^{2+}_{(aq)} + H_{2(g)}\)
Le calcaire est un composé chimique de formule CaCO3 qui réagit vivement avec les acides en produisant une effervescence de dioxyde de carbone CO2, cela en fait un test caractéristique d'une roche calcaire en SVT notamment. Cette réaction chimique produit aussi des ions calcium Ca2+ et de l'eau H2O. L'attaque acide du calcaire a pour équation bilan : \(\displaystyle CaCO_{3(s)} + 2H^{+}_{(aq)} \longrightarrow Ca^{2+}_{(aq)} + H_{2}O_{(l)} + CO_{2(g)}\)
L'acide chlorydrique (ou tout autre acide fort) réagit fortement avec les ions hydroxydes HO- en solution. Cette réaction est très exothermique et produit de l'eau. L'attaque acide des ions hydroxydes a pour équation bilan : \(\displaystyle HO^{-}_{(aq)} + H^{+}_{(aq)} \longrightarrow H_{2}O_{(l)}\)