Définition : transformation chimique
il y a **transformation chimique** lorsque la composition d’un système chimique change au cours du temps. On dresse alors le bilan des espèces. * Il y a celles qui ont disparu : LES REACTIFS * Et celles qui sont apparues : LES PRODUITS On écrit alors une équation chimique pour rendre compte du type d’espèces et des quantités qui sont mises en jeu.\[REACTIFS \rightarrow PRODUITS\]
## Une autre définition des réactifs et produits Souvent, le système chimique est étudié en cours de transformation. Ou bien celle-ci ne consomme pas complètement tous les réactifs. On modifie alors la définition de REACTIF et PRODUIT: * Il y a les espèces dont la quantité diminue : LES REACTIFS * Et celles dont la quantité augmente : LES PRODUITS # Approche expérimentale ## Réaliser des tests chimiques: Pourquoi? Pour comprendre la transformation: les tests chimiques permettent de savoir quelles espèces chimiques ont *disparues*, et quelles espèces sont *apparues*.
- Le système chimique contient initialement : du méthane, dioxygène et diazote (de l'air).
- Au cours de la transformation, la quantité de dioxygène diminue, mais l’air étant en excès, il en restera toujours. Le dioxygène est un réactif, en excès
- La transformation libère du dioxyde de carbone et de la vapeur d’eau. Ce sont des produits
| système chimique avant réaction | système chimique après réaction |
|---|---|
| diazote gazeux N2(g) | diazote gazeux N2(g) |
| dioxygène gazeux O2(g) | dioxygène gazeux O2(g) en moins grande quantité |
| méthane CH4(g) | dioxyde de carbone CO2(g) |
| eau H2O(g) |
- REACTIFS : méthane CH4(g) et dioxygène gazeux O2(g)
- PRODUITS : dioxyde de carbone CO2(g) et eau H2O(g)
Pour la combustion du méthane, on peut écrire l'équation de réaction :
\[CH_{4(g)} + O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} + H_{2}O_{(g)}\]
Cette équation rend bien compte de la nature (réactif ou produit) de chaque espèce. Mais elle ne rend pas compte des lois de conservation. Il faudra *équilibrer* les espèces à l'aide de *coefficients*. ### Lois de conservation En 1777, Antoine Lavoisier énonce la loi qui porte aujourd'hui son nom devant l'Académie des sciences : «Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme.»[^1] La **conservation de la masse** (ou de Lavoisier) est une loi fondamentale de la chimie et de la physique. Elle indique non seulement qu'au cours de toute expérience, y compris si elle implique une transformation chimique, la masse se conserve, mais aussi que le nombre d'éléments de chaque espèce chimique se conserve.
\[CH_{4(g)} + 2 O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} + 2 H_{2}O_{(g)}\]
En effet, ces coefficients doivent traduire qu’au cours de la transformation chimique, il y a conservation des éléments chimiques, en nature et en nombre, parmi les réactifs et les produits.
Cette équation peut alors se traduire par : Les molécules de méthane réagissent avec 2 fois plus de dioxygène et forment autant de molécules de CO2(g) que de CH4(g), et 2 fois plus de molécules de H2O(g)
### Méthode pour équilibrer une équation *Equilibrer* = ajuster les coefficients stoechiométriques. On pourra consulter la video suivante de la chaine *mathrix* sur *youtube* :
\[C_3H_{8(g)} + O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} + H_{2}O_{(g)}\]
*Question b :* Equilibrer l'équation chimique de combustion de l'éthane C2H6\[C_2H_{6(g)} + O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} + H_{2}O_{(g)}\]
*Remarque :* les coefficients stoechiometriques peuvent être décimaux, et donc, comporter une virgule. *Question c :* Equilibrer l'équation de précipitation du chlorure de cuivre CuCl2\[Cu^{2+}_{(aq)} + Cl^{-}_{(aq)} \rightarrow CuCl_{2(s)}\]
*Remarque :* dans ce dernier exemple, des espèces chimiques en solution aqueuse, des ions (d'où leur symbole *aq*), reagissent ensemble pour former un nouveau composé *solide* (d'où le *s*). *Question d :* Vérifier que les charges électriques sont bien conservées après avoir équilibré l'équation : le bilan des charges + et - doit être le même côté *réactif* et côté *produit*. # Avancement d'une réaction chimique ## Illustration avec un système macroscopique Imaginez que vous êtes *manager* (responsable) d'une chaine de restauration rapide. Vous gérez le stock des aliments et souhaitez fournir à vos employés la quantité exacte necessaire pour realiser 200 sandwichs dans la journée. Vous esperez que vos stock seront bien ajustés, afin que tous les ingrédients soient consommés lorsque vous arrivez à la fin de la journée. Mais il y a des aléas lors de la livraison, et il est rare que tout soit consommé en fin de journée. La composition de votre sandwich, le *Big LEO* est la suivante : * 1 pain rond, entier (qui sera coupé en 2) * 2 tranches de steak haché * 2 tranches de cheddar * 3 feuilles de salade
\[1 pain + 2 steaks + 2 cheddars + 3 salades \rightarrow 1sandwich\]
L'équation chimique est un bon outil pour traduire la *recette*, c'est à dire la *méthode de fabrication*. ### Situation 1 : Le stock du lundi matin > 210 pains ronds, 400 steaks, 410 cheddar, 603 feuilles de salade On peut alors vouloir représenter ce stock dans un tableau : | | 1 pain | + | 2 steaks | + | 2 cheddars | + | 3 salades | => | 1 Big LEO | | ---| ---| --- | ---| --- | ---| --- | ---| --- | ---| | Lundi matin | 210 | | 400 | | 410 | | 603 | | 0 | On aimerait maintenant : * savoir quel ingredient est celui que l'on appelera *limitant*, c'est à dire celui qui va déterminer la fin de la fabrication. Sa quantité sera nulle à la fin de la journée. * calculer le nombre x *maximum* de sandwich qu'il est possible de fabriquer dans la journée. Appelons ce nombre x(max). On voit ici qu'il va falloir utiliser les coefficients de chaque ingrédient dans la recette : les fameux *coefficients stoechiométriques*. La **méthode** de résolution est la suivante : * calculer pour chaque ingrédient (chaque *réactif*), le rapport (quantité initiale)/coefficient. * déterminer l'ingrédient qui a la plus petite valeur pour ce rapport : c'est lui le réactif *limitant*. * la valeur de x(max) est alors égale à ce plus petit rapport. *Essayons :* * pain : 210/1 = 210; steaks : 400/2 = 200; cheddar : 410/2 = 205; salades : 603/3 = 201 * le plus petit rapport est celui des **steaks** : ce sont eux les reactifs **limitants**. * **x(max) = 200**. On produira au maximum 200 sandwichs. On peut aussi souhaiter réaliser un **bilan** de matière : c'est à dire connaitre la composition du garde-manger en fin de journée. On va utiliser la valeur de x(max) : * la quantité de chaque reactif diminue de la valeur : x(max)*coefficient stoechiométrique * la quantité de chaque produit augmente de la valeur : x(max)*coefficient stoechiométrique Ainsi, en fin de journée, lorsque x(max) = 200, il reste : * pains : 210 - 200 = 10 * steaks : 400 - 2*200 = 0 (reactif limitant) * cheddar : 410 - 2*200 = 10 * salades : 603 - 3*200 = 3 Et vous avez produit : * Big LEO : 1*200 = 200 sandwichs On pourrait maintenant consigner tous ces résultats dans un nouveau tableau. Pour ressembler un peu plus à ce qui sera réalisé avec les bilans de quantités de matières, on changera *Lundi matin* par *état initial*, *lundi soir* par *état final*. *x(max)* sera *l'avancement maximum*. | | 1 pain | + | 2 steaks | + | 2 cheddars | + | 3 salades | => | 1 Big LEO | | ---| ---| --- | ---| --- | ---| --- | ---| --- | ---| | Etat initial: x=0 | 210 | | 400 | | 410 | | 603 | | 0 | | Etat final: x=x(max) x=200 | 10 | | 0 | | 10 | | 3 | | 200 | ### Situation 2 : Le stock du mardi matin à vous jouer : utilisez les méthodes vues plus haut pour déterminer x(max) avec : > 200 pains ronds, 410 steaks, 390 cheddar, 570 feuilles de salade. Mettre les informations dans un tableau. ## Définitions ### Réactif limitant (ou en défaut) C'est le réactif qui est complètement consommé par la réaction chimique. La transformation s'arrête lorsque la quantité de ce réactif est nulle. ### Réactif en excès La quantité de ce réactif n'est pas nulle lorsque la transformation s'arrête. ### Réactifs en proportions stoechiométriques Il peut arriver que plusieurs réactifs aient leurs quantités qui arrivent simultanément à zero à la fin de la réaction. C'est que leur proportions sont *stoechiométriques*, c'est à dire dans les proportions de l'équation chimique. > *Exemple 1:* Déterminer le réactif en défaut, et celui en excès pour le système chimique constitué de 10 mol de H2 et de 10 mol de O2 > L'équation chimique de cette transformation est la suivante :\[2H_2 + O_2 \rightarrow H_2O\]
> *Exemple 2:* Déterminer si les réactifs sont en proportion stoechiométriques pour le système chimique constitué de 3,6 mol de H2 et de 1,8 mol de O2. (l'équation de réaction est celle de l'exemple 1). ### L’avancement l'avancement permet de quantifier la transformation chimique : On dira qu’il s’agit du nombre de fois, compté en moles qu’une réaction chimique est réalisée. Lorsqu’une tranformation chimique est totale, cette réaction va jusqu’à l’épuisement total de l’un (au moins) des réactifs. On le note **x**, et il est compté en moles. ### Appliquer à un système chimiqueexemple: Soit la transformation vue en exemple plus haut : le méthane dans l’air. En prenant pour exemple un système chimique constitué de 10 moles de méthane. En supposant que l’air est en excès (il y en aura toujours assez pour que tout le méthane puisse être consommé).
D’après l’équation : Lorsque 10 moles de CH4(g) réagissent, c’est avec 20 moles de O2(g) (2 fois plus). Il se forme 10 moles de CO2(g) et 20 moles de H2O(g). Et il ne reste plus aucune mole de CH4(g) à la fin de la réaction, lorsque l’avancement est égal à 10 moles.
| CH4(g) | + | 2 O2(g) | => | CO2(g) | + | 2 H2O(g) | |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| n(CH4(g)) | n(O2(g)) | n(CO2(g)) | n(H2O(g)) | ||||
| état initial (en mol) | 10 | beaucoup | 0 | 0 | |||
| pertes / gains (avancement = 10 mol) | –10 | –20 | +10 | +20 | |||
| bilan (en mol) | 0 | beaucoup –20 | 10 | 20 |
