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Réactions chimiques Équation - bilan - 2nd S

Classe:

Seconde

I. Exemples de réactions chimiques

1. Réaction entre le fer et le soufre

1.1 Expérience

Mélangeons fer-soufre dans un mortier

Sur une brique, plaçons le mélange

1.1.1 Observations

$-\ $ Après avoir chauffé l'extrémité du mélange, un point rouge apparaît.

L'incandescence se poursuit et se propage jusqu'à l'autre extrémité

$-\ $ A la fin de l'expérience, il reste sur la brique un solide grisâtre

1.1.2 Interprétation

$-\ $ Le soufre a réagi avec le fer pour donner un solide grisâtre.

$-\ $ Le solide grisâtre est le sulfure de fer de formule $FeS$

1.2 Conclusion

Le soufre et le fer sont les réactifs de la réaction.

Le sulfure de fer est le produit de la réaction.

2. Réaction entre le fer et le dioxygène

2.1 Expérience

Plaçons de la paille de fer dans un flacon contenant du dioxygène pur et amorçons la combustion

2.1.1 Observation

La paille de fer incandescente introduite dans un flacon contenant du dioxygène brûle d'un éclat vif avec des étincelles

2.1.2 Interprétation

Un corps noir grisâtre pouvant-être attiré par un aimant se forme.

La combustion vive du fer produit un solide noir grisâtre (attiré par un aimant) appelé oxyde magnétique de formule $Fe_{3}O_{4}.$

2.2 Conclusion

$-\ $ La paille de fer et le dioxygène sont les réactifs

$-\ $ L'oxyde magnétique est le produit de la réaction

3. Définition

Une réaction chimique est une transformation chimique au cours de laquelle une ou plusieurs les espèce(s) chimique(s) (atomes, ions ou molécules) appelée(s) réactifs se transforment en d'autre(s) espèce(s) chimique(s) appelée(s) produits

Remarque :

Une transformation chimique est une transformation qui altère la nature profonde du corps ; tandis que une transformation physique ne fait changer l'état du corps

4. Quelques caractéristiques d'une réaction chimique

4.1 Aspect énergétique

Une réaction chimique peut être :

$-\ $ exothermique : elle s'accompagne de dégagement de chaleur

Exemple :

Les réactions de combustion.

Une réaction chimique peut être :

$-\ $ endothermique : elle absorbe de la chaleur

Exemple :

la réaction de synthèse de l'eau

Une réaction chimique peut être :

$-\ $ athermique : la réaction chimique ne consomme ni ne libère de la chaleur

Exemple :

la réaction d'estérification des acides carboxyliques

4.2 Aspect cinétique

Les réactions chimiques peuvent être rapides (souvent le cas des réactions spontanées) ou lentes (entre autre, le cas des réactions initiées ou amorcées qui nécessitent l'utilisation d'un catalyseur)

Un catalyseur est une espèce chimique qui accélère ou facilite une réaction chimique et que l'on retrouve non transformée chimiquement en fin de réaction.

4.3 Réactions totales et réactions partielles

Une réaction totale ou complète est une réaction où tous les réactifs ont été consommés pour synthétiser les produits ; sinon, elle est dite partielle

4.4 Les lois de conservation

$-\ $ La somme des masses des produits d'une réaction est égale à la somme des masses des réactifs transformés : c'est la loi de conservation de la masse ou loi de Lavoisier

$-\ $ les éléments se conservent au cours d'une réaction chimique

$-\ $ il y a conservation la charge au cours d'une réaction chimique

II. Équation-bilan d'une réaction chimique

1. Écriture de l'équation d'une réaction

On fait correspondre à toute réaction chimique une équation-bilan qui traduit à l'aide des formules les réactifs mis en jeu et les produits

Ainsi, la réaction entre le fer et le soufre peut se traduire par l'équation :

$$Fe\ +\ S\ \longrightarrow\ FeS$$

Cette équation signifie que le fer réagit avec le soufre $($signification du signe $« + »)$ pour donner (signification de la flèche) le sulfure de fer

De même, entre le fer et le dioxygène, l'équation s'écrit :

$$Fe\ +\ O_{2}\ \longrightarrow\ Fe_{3}O_{4}$$

2. Équilibrage de l'équation chimique

Une équation chimique doit toujours équilibrée pour rendre compte de la conservation de la matière : le nombre d'atomes de chaque élément doit être le même avant et après la réaction

Cette équation équilibrée est appelée équation-bilan de la réaction

Exemples :

$3Fe\ +\ 2O_{2}\ \longrightarrow\ Fe_{3}O_{4}$

$2H_{2}\ +\ 2O_{2}\ \longrightarrow\ 2H_{2}O$

ou $H_{2}\ +\ \dfrac{1}{2}O_{2}\longrightarrow\ H_{2}O$

$2C_{4}H_{10}\ +\ 13O_{2}\ \longrightarrow\ 8CO_{2}\ +\ 10H_{2}O$

ou $C_{4}H_{10}\ +\ \dfrac{13}{2}O_{2}\ \longrightarrow\ 4CO_{2}+\ 5H_{2}O$

Les coefficients utilisés pour équilibrer l'équation de la réaction sont appelés coefficients stœchiométriques

3. Double signification de l'équation-bilan d'une réaction chimique

Considérons l'équation - bilan de la réaction suivante :

$$CH_{4}\ +\ 2O_{2}\ \longrightarrow\ CO_{2}\ +\ 2H_{2}O$$

3.1 Signification microscopique

L'équation-bilan signifie : une molécule de méthane réagit avec deux molécules de dioxygène pour donner une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d'eau

3.2 Signification macroscopique

Elle signifie : une mole de méthane réagit avec deux moles de dioxygène pour une mole de dioxyde de carbone et deux moles d'eau

4. Bilan molaire et rendement d'une réaction chimique

4.1 Bilan molaire

L'équation-bilan permet d'établir une relation entre les quantités de matière (nombre de moles) des réactifs ayant effectivement réagis et les quantités de matière (nombre de moles) des produits obtenus

Considérons l'équation bilan suivant :

$$aA\ +\ bB \longrightarrow\ cC\ +\ dD$$

$a$, $b$, $c$ et $d$ sont des coefficients stœchiométriques positifs et non nuls

D'après le bilan-molaire :

$$\dfrac{n(A)réagi}{a}=\dfrac{n(B)réagi}{b}=\dfrac{n(C)formé}{c}=\dfrac{n(D)formé}{d}$$

Remarque :

$$aA(g)\ +\ bB(l)\ \longrightarrow\ cC(s)\ +\ dD(g)$$

Si l'équation-bilan comporte des composés gazeux $A$ et $D$ par exemple, alors le bilan volumique s'écrit :

$$\dfrac{V(A)réagi}{a}=\dfrac{V(D)formé}{d}$$

$-\ $ Avancement d'une réaction

Posons :

$\dfrac{n(A)réagi}{a}=\dfrac{n(B)réagi}{b}=\dfrac{n(C)formé}{c}=\dfrac{n(D)formé}{d}=x$

L'avancement d'une réaction, noté $x$, exprimé en moles, est une grandeur qui permet de décrire l'évolution du système chimique au cours du temps

$\dfrac{n(A)réagi}{a}=x\Rightarrow\;n(A)réagi=ax$

$$\begin{array}{|l|ccccccc|} \hline \text{Equation de la réaction}&&aA&+&bB&\longrightarrow&cC&+&dD&\\ \hline \text{Etat du système}&\text{avancement}&|&n_{A}&|&N_{b}&|&0&|&0&|&\\ \hline \text{Etat initial}&|&0&|&n_{A}&|&n_{B}&|&0&|&0\\ \hline \text{Etat intermédiaire}&x&|&n_{A}-ax&|&n_{B}-bx&|&cx&|&cx\\ \hline \text{Etat final}&|&x_{max}&|&n_{A}-ax_{max}&|&n_{B}-bx_{max}&|&cx_{max}&|&dx_{max}\\ \hline \end{array}$$

4.2 Rendement d'une réaction chimique

4.2.1 Définition du rendement

On appelle rendement d'une transformation chimique le rapport entre la quantité de matière (respectivement la masse) du produit effectivement obtenu et la quantité de matière (respectivement la masse) théorique que l'on obtiendrait si la réaction était totale

4.2.2 Intérêt du calcul du rendement

Le calcul du rendement permet de déterminer l'efficacité d'une synthèse chimique.

L'intérêt du chimiste sera déterminé des conditions opératoires permettant de l'optimiser pour s'approcher le plus près possible de $100\%.$

Les pertes de rendement peuvent avoir diverses origines : réactions parasites, pertes lors des diverses étapes de la synthèse (filtration, séchage, recristallisation...)