"Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme" 5.1 Le vocabulaire à maîtriser après ce chapitre

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1 "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme" 5.1 Le vocabulaire à maîtriser après ce chapitre Equation chimique réaction chimique réactif produit de la réaction combustion comburant combustible solution (chimique) solvant soluté électrolyte la dissociation neutralisation précipitation précipité ion spectateur acide base hydrocarbures molécule organique inaltérable aqueux hydraté soluble 5.2 Compétences à acquérir au cours de ce chapitre A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de : Reconnaître, écrire, comprendre, lire une équation chimique. Connaître la signification des abréviations suivantes : (s), (g), (l), (aq). Équilibrer les équations chimiques. Compléter une équation chimique en connaissant les réactifs et une partie des produits de réactions ou vice-versa. Traduire un texte décrivant une réaction chimique en équation et vice-versa. Reconnaître, compléter ou encore établir une équation d une réaction de combustion, de dissociation, de précipitation, de neutralisation. Trouver le précipité et les ions spectateurs d une réaction de précipitation. Déterminer si un composant est un électrolyte ou non. Reconnaître un acide et une base d après sa formule brute ou développée Différencier le solvant d un soluté. Savoir que dans une solution aqueuse, le solvant est l eau.

2 5.3 L équation chimique Introduction Les atomes, à l exception des gaz rares, se combinent entre eux pour former des molécules. Des molécules différentes peuvent aussi se combiner entre elles, afin d échanger leur atomes. Ce processus s appelle une réaction chimique. Au cours d'une réaction chimique, il y a formation de nouvelles substances. Les atomes sont conservés, mais ils sont associés différemment pour donner d'autres molécules ayant de nouvelles propriétés. Au cours d une réaction chimique, les atomes ne sont pas altérés, il y a seulement modification des liaisons chimiques pour former de nouvelles molécules. Une réaction chimique peut être décrite sous forme d un texte ou de façon simplifiée sous forme d une équation chimique. Dans une équation chimique, les molécules sont représentées par leur formule brute. Une équation chimique contient les molécules présentes au départ de la réaction qui s appellent les réactifs, ainsi que les molécules nouvellement formées qui s appellent les produits de réactions. Les réactifs et les produits sont séparés par une flèche. Le sens de la flèche indique le sens de la transformation. Par convention, on commence toujours l équation par les réactifs. Equation chimique : NaOH + HCl NaCl + H 2 O réactifs produits (de réaction) La fabrication du sulfure de fer à partir de fer et de soufre Chauffons, dans une éprouvette, un mélange de limaille de fer et de soufre Sous l effet de la chaleur, le fer et le soufre vont réagir pour former du sulfure de fer (II), un solide gris. Nous pouvons décrire cette réaction de la manière suivante : Fer + Soufre Sulfure de fer (II) Les réactions chimiques 2

3 Maintenant décrivons la même réaction, mais avec les formules brutes/symboles sous forme d une équation chimique : Une équation chimique indique donc aussi bien la nature des molécules ou des atomes de départ, ainsi que celle des molécules ou des atomes obtenus La réaction de l'acide chlorhydrique avec le zinc Mélangeons maintenant de l acide chlorhydrique et du zinc métallique. Que se passe-t-il? On a donc :?? acide chlorhydrique + Zinc.. +. Quel sont les produits de la réaction? Indication: Lors d une réaction chimique, tous les atomes des réactifs sont conservés et ils doivent donc tous se retrouver sous la forme de produits de réaction. Réponse : Pour la réaction précédente, on obtient donc l'équation chimique suivante : +. + Nous avons vu précédemment que les atomes ne sont pas altérés lors de la réaction chimique. Nous devons donc retrouver dans les produits tous les atomes que nous avions dans les réactifs. Comptons nos atomes : Quel est le bilan? Dans les réactifs : Dans les produits : Nous devons donc modifier l équation de façon à avoir le même nombre d atomes de part et d autre de la flèche. Remarque : La nature des composés utilisés et formés lors de la réaction, ne peut pas être changée, il est donc impossible de modifier les formules brutes se trouvant dans l équation. Les réactions chimiques 3

4 Nous pouvons modifier le rapport des réactifs, ainsi que celui des produits pour que le bilan des atomes entre le système initial (ensemble des réactifs) et le système final (ensemble des produits) soit le même. Pour cela, nous pouvons introduire des coefficients numériques devant les formules brutes. Ces nombres s appellent des coefficients stoechiométriques. Les coefficients stoechiométriques sont des nombres entiers ou fractionnaires. Par défaut, un coefficient absent vaut 1. Dans notre cas, le coefficient 2 doit être introduit, devant la molécule de HCl, dans l équation chimique HCl se traduit par 2 molécules d acide chlorhydrique, c est-à-dire 2 atomes d hydrogène et 2 atomes de chlore (1 de chaque par molécule). Comptons nos atomes : Dans les réactifs : Dans les produits : Quel est le bilan? Les coefficients indiquent le rapport minimum qu il faut prendre entre les réactifs, et donc le rapport dans lequel les produits seront obtenus, pour faire la réaction chimique. Ainsi dans notre exemple, il est nécessaire d avoir 2 molécules d acide par atome de zinc. Dans une équation chimique, il est nécessaire de trouver dans le système initial et le système final le même nombre des mêmes atomes. On dit alors que l'équation est équilibrée. Exemple : Equilibrer l'équation représentant la synthèse de l'eau H 2 + O 2 H 2 O Procédure pour équilibrer les équations chimiques Pour équilibrer les équations chimiques, a) Choisir un élément et compter tous les atomes de cet élément qui apparaissent dans l ensemble des réactifs. b) Recommencer avec l ensemble des produits. Les réactions chimiques 4

5 c) Comparer les deux nombres d atomes, si ces 2 nombres sont différents, insérer des coefficients stoechiométriques de sorte à égaliser le nombre d atomes entre les réactifs et les produits. d) Répéter l opération avec tous les éléments apparaissant dans l équation. Remarques : Il est recommandé de compter d abord les atomes des éléments qui apparaissent dans le moins de molécules. On finira l équilibrage avec les éléments qui apparaissent dans le plus grand nombre de molécules Exemple : NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 O - Les éléments présents dans l équation: Na apparaît dans 2 molécules. O apparaît dans 4 molécules. S apparaît dans 2 molécules. H apparaît dans 3 molécules. - On équilibrera donc dans cet ordre: a) Na, puis S ou vice-versa b) H c) O - Equilibrage : Na : 1 x dans les réactifs, 2 x dans les produits coefficient 2 nécessaire devant NaOH. 2 NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 O S : 1 x dans les réactifs, 1 x dans les produits aucun coefficient nécessaire. H : 4 x dans les réactifs, 2 x dans les produits coefficient 2 nécessaire devant H 2 O. 2 NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO H 2 O O : 6 x dans les réactifs, 6 x dans les produits aucun coefficient nécessaire. - L équation est équilibrée : 2 NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO H 2 O Remarque : Parfois l introduction d un coefficient modifie l équilibrage d un élément qui avait déjà été contrôlé. Il faut donc équilibrer cet élément une 2 ème fois Les réactions chimiques Dans ce chapitre, nous aborderons les réactions de combustions, puis 3 types de réaction ioniques: les réactions de dissociation, les réactions de neutralisation et les réactions de précipitation. Les réactions chimiques 5

6 5.4 Les réactions de combustion Introduction Une réaction dans laquelle une substance brûle avec production de chaleur en présence de dioxygène est une combustion. Le plus souvent, cette réaction se déroule avec le dioxygène contenu dans l'air, mais la combustion est beaucoup plus vive dans le dioxygène pur. On nomme combustible, la substance qui brûle, et le dioxygène qui est nécessaire à la combustion, est appelé le comburant. Tous les combustibles classiques sont constitués principalement d atomes de carbone et issu de la matière vivante animale ou végétale. On distingue les combustibles fossiles (pétrole, charbon, gaz naturel, etc.) et non fossiles (bois, tourbe, déchets végétaux, etc.) appelés aussi biomasse Exemples de combustions usuelles La combustion du charbon (carbone) La réaction de combustion du charbon avec le dioxygène de l'air aura pour équation : C + O 2. Note : Une combustion partielle (car il y a un manque de dioxygène) produit non pas du dioxyde de carbone, mais un gaz très toxique : le monoxyde de carbone, CO Le brûleur à gaz naturel (bec bunsen) Le gaz naturel est formé principalement de méthane, CH 4, un hydrocarbure. La réaction de combustion est la suivante : CH 4 + O Dans le cas du méthane aussi, une combustion partielle (car il y a un manque de dioxygène) produit non pas du dioxyde de carbone, mais du monoxyde de carbone. C est le cas lors d un mauvais réglage de l'arrivée d'air du bec bunsen (flamme jaune) La combustion de l'essence (dans un moteur à explosion) L'essence est un mélange d'hydrocarbures que l'on peut assimiler à de l'octane C 8 H 18. On a alors la réaction suivante : Conclusion C 8 H 18 + O En comparant les différentes réactions de combustion, on constate que a) elles libèrent toutes dans l'atmosphère du dioxyde de carbone, CO 2. b) si le combustible est un hydrocarbure (composé formé de carbone et d hydrogène), la libération du gaz carbonique est systématiquement accompagnée de formation d eau. Les réactions chimiques 6

7 L équation chimique qualitative (non équilibrée) générale d une réaction de combustion d un hydrocarbure est donc la suivante : 5.5 L'état dissous Les solutions C x H y + O 2 CO 2 + H 2 O Une solution est un mélange homogène dont les constituants conservent leurs propriétés. Ces constituants peuvent s'y trouver en proportions variables. Une solution est constituée : a) d un solvant qui est liquide et en quantité majoritaire dans le mélange homogène. b) d au moins un soluté qui est la substance dissoute dans le solvant. Il correspond au composant minoritaire de la solution. Le soluté peut être un solide (sucre, sel, etc.), un liquide (alcool, acétone, etc.) ou un gaz (oxygène, gaz carbonique, etc.). Remarques : Solution = solvant + soluté Dans le cas où le solvant est de l'eau, on parle de solution aqueuse. On dit qu'une solution est saturée lorsque le soluté que l'on est en train d'ajouter ne se dissout plus. De nombreuses réactions s'effectuent beaucoup plus rapidement, en solution, qu'à l'état solide. En chimie inorganique/minérale, l eau est le solvant le plus fréquemment employé pour dissoudre les réactifs. La mise en solution permet de simplifier considérablement les manipulations en remplaçant des pesées (avec une balance de précision) par de simples prélèvements de volumes à l'aide de pipettes graduées La conductivité électrique des solutions (électrolytes) A l aide de l appareillage représenté ci-dessous, nous allons tester la conductivité électrique de plusieurs solutions. Les réactions chimiques 7

8 Principe : Nous allons essayer de faire passer du courant électrique dans les solutions. Si le courant passe dans la solution, l ampoule s allumera, si le courant ne passe pas, l ampoule restera éteinte. Tableau des observations : La lampe Solution Contient des ions? Solutions s allume. ne s allume pas. électrolyte? Lesquels? eau distillée glucose (sucre) sel (NaCl) acide (HCl) base (NaOH) Remarques : Le courant électrique, dans les fils et les électrodes, est dû au déplacement de particules chargées : les électrons. Pour que les solutions conduisent le courant, celles-ci doivent aussi contenir des espèces chimiques chargées qui peuvent se déplacer. Autrement dit, les solutions conduisant le courant contiennent des ions. Les solutions qui conduisent le courant contiennent des solutés appelés électrolytes. Conclusions de l expérience: Le chlorure de sodium comme exemple d électrolyte Une solution de NaCl résulte de la dissolution de cristaux de NaCl dans l'eau. Ces cristaux sont des assemblages d'ions Na+ et Cl-. Nous avons vu au paragraphe précédent qu une solution aqueuse de NaCl (NaCl(aq)) conduit le courant et donc qu elle contient des ions. Na 1+ Cl 1- molécule d eau Les réactions chimiques 8

9 La dissolution de NaCl s'accompagne donc de la dispersion des ions Na+ et Cl- hydratés (Ils sont entourés de molécules d eau indissociable del ion) dans l'eau. Le passage du courant dans la solution peut être expliqué par la migration des ions libres suivant le schéma suivant : Les ions Na +..., les ions Cl -..., ce qui assure le passage du courant électrique dans la solution. Ainsi la dissolution d'un composé ionique (dans notre exemple NaCl) dans l'eau, entraîne la séparation des ions constituant le solide. Cette séparation s'appelle réaction de dissociation. La réaction de dissociation du NaCl se traduit par l équation suivante: NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) Les réactions de dissociation dans l eau L'expérience montre que toutes les solutions aqueuses des sels (composés ioniques), ainsi que celles des acides, conduisent le courant électrique comme la solution de NaCl. Ces solutions contiennent donc des ions libres et mobiles issus de la dissociation de ces composés. Exemples de réactions de dissociation : a) NaOH (s) b) FeCl 3(s) b) Al 2 (SO 4 ) 3(s) d) HNO 3(l) e) H 3 PO 4(s) Réaction de dissociation: Sel ou acide ions libres et hydratés Les réactions chimiques 9

10 Remarque : Puisque les molécules sont neutres, la somme algébrique des charges dans les produits (membres de droite) doit être égale à zéro. Lors de la dissociation d un acide, le cation formé est toujours Les réactions de neutralisation acide-base Les acides Nous avons vu précédemment que les solutions d'acides conduisent le courant électrique. Les solutions d'acides contiennent donc des ions libres et mobiles qui assurent le passage du courant. Les acides se dissocient donc lorsqu ils se dissolvent dans l eau. Exemples : HCl (g) H 2 SO 4(l) eau eau =.... =. Un acide est une substance susceptible de libérer un ou plusieurs ions H+ dans l'eau. Tous les acides, en solution aqueuse, ont des propriétés communes qui sont dues à l'ion hydrogène H +. Voici quelques propriétés des acides : Les acides, en solution diluée, ont une saveur piquante dite saveur acide. Les acides agissent sur certaines substances appelées indicateurs colorés (voir laboratoire). Les acides attaquent généralement les métaux moins électronégatifs que l'hydrogène avec un dégagement d'hydrogène et formation d'un sel. Exemple : Mg + 2 HCl MgCl 2 + H 2 Les acides réagissent avec les bases (voir réactions de neutralisation) Attention, les acides concentrés sont en général des produits corrosifs et dangereux qui provoquent des brûlures sur la peau, le visage et les yeux Les bases Une base est une substance susceptible de libérer des ions hydroxyles OH - dans l'eau. On constate que selon cette définition, tous les hydroxydes sont des bases, car ils se dissocient dans l'eau en libérant des ions OH-. Exemples : NaOH (s) eau... =... Ca(OH) 2(s) eau... =... Les réactions chimiques 10

11 Voici quelques propriétés des bases : Les bases, en solution, ont une saveur fade (astringente). Les bases agissent sur les indicateurs colorés (voir laboratoire). Les bases réagissent avec les acides (voir réactions de neutralisation). Remarque : Les hydroxydes sont des produits généralement toxiques et dangereux pour les yeux. Ils doivent par conséquent être manipulés avec précaution La neutralisation acide-base Une neutralisation acide - base est une réaction entre une solution acide et une solution basique. Comme la réaction de précipitation, la neutralisation acide base est formellement un échange d ions. Exemple : Neutralisation d'une solution d'acide chlorhydrique par une solution d'hydroxyde de sodium. On constate que a) les ions H + présents dans la solution acide réagissent avec les ions OH - présents dans la solution basique pour former des molécules d'eau. b) les autres ions forment un sel en solution. Ces 2 constatations sont vraies pour toutes les réactions de neutralisation. On peut donc ainsi écrire l équation générale suivante pour les réactions de neutralisation. ACIDE (aq) + BASE (aq) SEL (aq) ou (s) + EAU (l) Exemples : complétez et équilibrez les réactions de neutralisation ci-dessous. HCl (aq) + Ca(OH) 2(aq) Les réactions de précipitation (en solution) Introduction En mélangeant deux solutions, il peut se former un composé peu soluble (un solide). On appelle cette réaction une précipitation. Les réactions chimiques 11

12 Lors de cette réaction, les ions hydratés ayant une très grande affinité, se recombinent pour former un composé à l'état moléculaire qui est très peu soluble. Ce composé s appelle le précipité. Ce précipité est appelé colloïde si les grains de matière sont très petits Précipitation du AgCl (s) Mélangeons une solution aqueuse de NaCl (donc les ions Na+ et Cl-) avec une solution aqueuse de AgNO 3 (donc les ions Ag+ et NO 3 - ). On observe la formation d un précipité blanc. Notons l équation de la réaction: NaCl (aq) + AgNO 3 (aq) AgCl(s) + NaNO 3 (aq) Alors que le chlorure d argent, AgCl, se trouve sous forme d un solide appelé précipité, le nitrate d ammonium reste à l état dissout sous forme de ions hydratés : Na + + NO Les ions Na+ et NO 3 - sont nommés "ions spectateurs" car ils ne participent pas à la réaction Les ions Ag + et Cl - sont nommés ions réagissants, car ils conduisent à la formation du précipité. L équation générale d une réaction de précipitation est la suivante : Remarques : Solution 1 + solution 2 précipité + solution 3 a) Un composé très peu ou insoluble dans l eau ne peut pas être utilisé comme réactif d une réaction de précipitation car il faut impérativement avoir des réactifs sous forme de solution, c est-à-dire sous forme dissoute pour avoir des ions libres afin qu ils puissent réagir. b) Les molécules contenant un métal de la colonne IA sont toujours solubles. c) Les nitrates sont toujours solubles. d) En général les chlorures le sont aussi, sauf AgCl ci-dessus et les sels de mercure Comment compléter, puis équilibrer une réaction de précipitation Une réaction de précipitation est formellement une réaction d échange d ions entre les deux réactifs : Les réactions chimiques 12

13 Cat 1 An 1(aq) + Cat 2 An 2(aq) Cat 1 An 2(aq) ou (s) + Cat 2 An 1(aq) ou (s) Cat = cation An = anion Pour compléter une réaction de précipitation, il faut a) Rechercher les ions constituants les molécules des réactifs. b) Croiser ces ions pour constituer les molécules des produits. Celles-ci doivent être électriquement neutres. c) Equilibrer l'équation. d) Rechercher le précipité. e) Rechercher les ions spectateurs. Exemple: MgCl 2(aq) + Na 3 PO 4(aq)????????????? a) Recherchons les ions Mg 2+ Na + Cl - 3- PO 4 b) Echangeons les ions : Mg 2+ Na + Mg 3 (PO 4 ) 2 Cl - 3- PO 4 NaCl puis complétons l équation : MgCl 2 (aq) + Na 3 PO 4 (aq) Mg 3 (PO 4 ) 2 + NaCl d) Equilibrons : 3 MgCl 2 (aq) + 2 Na 3 PO 4 (aq) Mg 3 (PO 4 ) NaCl e) Recherchons le précipité : 3 MgCl 2 (aq) + 2 Na 3 PO 4 (aq) Mg 3 (PO 4 ) 2 (s) + 6 NaCl (aq) f) Recherchons les ions spectateurs: ils proviennent du produit de réaction soluble. Produit de réaction soluble dans l eau = NaCl Ions spectateurs = Na + et Cl - Les réactions chimiques 13

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