Lycée · 2ⁿᵈᵉ · Physique-Chimie (2nde)
Transformations chimiques
Réactifs, produits et conservation de la matière — programme de 2nde (lycée général)
À propos de cette page
Ce cours de physique-chimie (2nde) en seconde sur « Transformations chimiques » suit le programme officiel de physique-chimie (2nde) de seconde. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Transformation chimique vs transformation physique, Réactifs et produits, Équation de réaction chimique, Conservation des atomes et des charges. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de seconde à réussir en physique-chimie (2nde).
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Transformation chimique vs transformation physique
En physique-chimie, il est essentiel de distinguer deux types de transformations de la matière.
Transformation physique. La nature chimique des espèces ne change pas. Seul l'état physique ou la répartition des espèces change (exemples : fusion, vaporisation, dissolution, mélange).
Transformation chimique (réaction chimique). Des espèces chimiques initiales (réactifs) disparaissent et de nouvelles espèces chimiques (produits) apparaissent. Les liaisons entre atomes sont rompues et de nouvelles liaisons se forment.
Exemple. La fusion de la glace ($\text{H}_2\text{O}$ solide → $\text{H}_2\text{O}$ liquide) est une transformation physique : l'eau ne change pas de nature chimique. En revanche, la combustion du méthane ($\text{CH}_4$ + $\text{O}_2$ → $\text{CO}_2$ + $\text{H}_2\text{O}$) est une transformation chimique : de nouvelles espèces apparaissent.
Attention ! La dissolution du sel dans l'eau est une transformation physique (les ions étaient déjà présents dans le cristal). Ne pas confondre avec une réaction chimique.
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Réactifs et produits
Lors d'une réaction chimique, on distingue deux catégories d'espèces :
| Catégorie | Définition | Position dans l'équation |
|---|---|---|
| Réactifs | Espèces qui se consomment pendant la réaction | Membres gauches (avant la flèche) |
| Produits | Espèces qui se forment pendant la réaction | Membres droits (après la flèche) |
Astuce. On identifie souvent les réactifs comme les substances que l'on met en présence au début de l'expérience (dans les réactifs) et les produits comme les substances récupérées à la fin.
Exemple. Dans la combustion du butane :
$$\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$$
Réactifs : butane ($\text{C}_4\text{H}_{10}$) et dioxygène ($\text{O}_2$). Produits : dioxyde de carbone ($\text{CO}_2$) et eau ($\text{H}_2\text{O}$).
$$\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$$
Réactifs : butane ($\text{C}_4\text{H}_{10}$) et dioxygène ($\text{O}_2$). Produits : dioxyde de carbone ($\text{CO}_2$) et eau ($\text{H}_2\text{O}$).
Les réactifs se transforment en produits lors d'une réaction chimique.
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Équation de réaction chimique
Une réaction chimique est modélisée par une équation de réaction (ou équation bilan) qui récapitule les espèces qui disparaissent et celles qui apparaissent.
Équation de réaction. Notation symbolique de la forme :
$$a\,\text{A} + b\,\text{B} \longrightarrow c\,\text{C} + d\,\text{D}$$
où A, B sont les réactifs, C, D les produits et $a, b, c, d$ les coefficients stœchiométriques (entiers, positifs).
$$a\,\text{A} + b\,\text{B} \longrightarrow c\,\text{C} + d\,\text{D}$$
où A, B sont les réactifs, C, D les produits et $a, b, c, d$ les coefficients stœchiométriques (entiers, positifs).
L'état physique de chaque espèce est parfois précisé entre parenthèses : (s) solide, (l) liquide, (g) gazeux, (aq) en solution aqueuse.
Exemple. La combustion du carbone :
$$\text{C}_{(s)} + \text{O}_{2(g)} \longrightarrow \text{CO}_{2(g)}$$
$$\text{C}_{(s)} + \text{O}_{2(g)} \longrightarrow \text{CO}_{2(g)}$$
Attention ! On écrit une flèche (→) et non un signe égal (=). La flèche indique le sens de la transformation. Si la réaction est réversible, on peut utiliser ⇌, mais en 2nde on se limite généralement aux réactions dans un seul sens.
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Conservation des atomes et des charges
Lors d'une réaction chimique, les atomes ne sont ni créés ni détruits : ils se réarrangent uniquement. C'est pourquoi l'équation bilan doit vérifier deux règles fondamentales.
Conservation des atomes. Pour chaque élément chimique, le nombre d'atomes est le même dans les réactifs et dans les produits.
Conservation des charges électriques. La charge électrique totale est la même des deux côtés de l'équation. (Utile surtout pour les réactions ioniques.)
Exemple — vérification. Pour $2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}$ :
• Atomes H : gauche = $2 \times 2 = 4$ ; droite = $2 \times 2 = 4$ ✓
• Atomes O : gauche = $1 \times 2 = 2$ ; droite = $2 \times 1 = 2$ ✓
• Atomes H : gauche = $2 \times 2 = 4$ ; droite = $2 \times 2 = 4$ ✓
• Atomes O : gauche = $1 \times 2 = 2$ ; droite = $2 \times 1 = 2$ ✓
Astuce. Dressez un tableau de comptage des atomes pour chaque élément avant et après ajustement.
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Ajustement des coefficients stœchiométriques
Pour qu'une équation bilan soit correcte, il faut lui attribuer des coefficients stœchiométriques de façon à respecter la conservation des atomes (et des charges).
Coefficients stœchiométriques. Ce sont des entiers positifs (le plus petit possible) placés devant chaque formule chimique dans l'équation bilan. On ne modifie jamais les indices dans les formules chimiques.
Méthode par tâtonnement raisonné (niveau 2nde) :
- Écrire l'équation non ajustée avec des tirets ou des inconnues.
- Ajuster les éléments qui n'apparaissent que dans un réactif et un produit en premier.
- Ajuster l'oxygène en dernier (souvent le plus difficile).
- Vérifier que tous les atomes sont équilibrés.
Exemple. Combustion du méthane :
Étape 1 : $\text{CH}_4 + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$ (non ajustée)
Étape 2 : Ajuster C → 1 atome C de chaque côté. ✓
Étape 3 : Ajuster H → 4 H à gauche, donc $2\,\text{H}_2\text{O}$ à droite.
Étape 4 : Ajuster O → 2 + 1 = 2 O dans $\text{CO}_2$ et 1 O dans $2\,\text{H}_2\text{O}$ → total = 4 O à droite → $2\,\text{O}_2$ à gauche.
Résultat : $\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ ✓
Étape 1 : $\text{CH}_4 + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$ (non ajustée)
Étape 2 : Ajuster C → 1 atome C de chaque côté. ✓
Étape 3 : Ajuster H → 4 H à gauche, donc $2\,\text{H}_2\text{O}$ à droite.
Étape 4 : Ajuster O → 2 + 1 = 2 O dans $\text{CO}_2$ et 1 O dans $2\,\text{H}_2\text{O}$ → total = 4 O à droite → $2\,\text{O}_2$ à gauche.
Résultat : $\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ ✓
Attention ! On ne peut jamais modifier l'indice d'un atome dans une formule chimique pour ajuster l'équation. Seuls les coefficients devant les formules peuvent être modifiés.
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Loi de conservation de la masse
La conservation des atomes implique une loi macroscopique fondamentale.
Loi de Lavoisier (1789). « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. » La masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits :
$$m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$$
$$m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$$
Cette loi est valable quelle que soit la réaction chimique, à condition de prendre en compte toutes les espèces produites (y compris les gaz éventuellement dégagés).
Exemple numérique. On fait réagir 16 g de méthane avec 64 g de dioxygène. On obtient 44 g de $\text{CO}_2$ et $x$ g d'eau. Par conservation de la masse :
$$16 + 64 = 44 + x \implies x = 36 \text{ g}$$
$$16 + 64 = 44 + x \implies x = 36 \text{ g}$$
La somme des masses des réactifs (16 + 64 = 80 g) est égale à la somme des masses des produits (44 + 36 = 80 g).
Attention ! Si un gaz s'échappe du récipient (ouvert), la masse mesurée du contenu du récipient peut sembler diminuer — mais la masse totale (contenu + gaz) reste constante.
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Bilan de matière et notion de rendement
Lors d'une réaction chimique, il est possible que l'un des réactifs soit entièrement consommé avant l'autre : c'est le réactif limitant.
Réactif limitant. C'est le réactif qui est entièrement consommé en premier, ce qui arrête la réaction. L'autre réactif est dit en excès.
Rendement d'une réaction. En pratique, la masse de produit obtenu est souvent inférieure à la masse théorique (réaction incomplète, pertes…). On définit :
$$\tau = \frac{m_{\text{obtenu}}}{m_{\text{théorique}}} \times 100 \%$$
$$\tau = \frac{m_{\text{obtenu}}}{m_{\text{théorique}}} \times 100 \%$$
Exemple. On dispose de 4 g de dihydrogène ($\text{H}_2$) et de 32 g de dioxygène ($\text{O}_2$) pour la synthèse de l'eau :
$2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}$
Masse molaire : $M(\text{H}_2) = 2$ g/mol ; $M(\text{O}_2) = 32$ g/mol.
$n(\text{H}_2) = 4/2 = 2$ mol ; $n(\text{O}_2) = 32/32 = 1$ mol.
Pour 2 mol de $\text{H}_2$, il faut 1 mol de $\text{O}_2$ : les deux réactifs sont stœchiométriques, aucun n'est en excès.
$2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}$
Masse molaire : $M(\text{H}_2) = 2$ g/mol ; $M(\text{O}_2) = 32$ g/mol.
$n(\text{H}_2) = 4/2 = 2$ mol ; $n(\text{O}_2) = 32/32 = 1$ mol.
Pour 2 mol de $\text{H}_2$, il faut 1 mol de $\text{O}_2$ : les deux réactifs sont stœchiométriques, aucun n'est en excès.
Astuce. Pour trouver le réactif limitant, calculez le ratio $n_i / \nu_i$ (quantité de matière / coefficient stœchiométrique) pour chaque réactif : le plus petit correspond au réactif limitant.
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Exemples de réactions du programme
Le programme de 2nde présente plusieurs types de réactions chimiques importants à connaître.
| Réaction | Équation bilan ajustée | Contexte |
|---|---|---|
| Combustion du méthane | $\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ | Gaz naturel, chauffage |
| Combustion du carbone | $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$ | Charbon |
| Synthèse de l'eau | $2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}$ | Pile à combustible |
| Combustion du butane | $2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \rightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}$ | Briquet, camping |
| Réaction du fer avec l'acide | $\text{Fe} + 2\,\text{H}^+ \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{H}_2$ | Dissolution acide |
La famille des alcanes : le nombre d'atomes de carbone augmente d'un membre à l'autre.
Astuce. Pour les combustions complètes, les produits sont toujours $\text{CO}_2$ et $\text{H}_2\text{O}$. Pour une combustion incomplète (manque de dioxygène), il peut se former du monoxyde de carbone $\text{CO}$ (gaz toxique).
À retenir
- Une transformation chimique crée de nouvelles espèces : les réactifs se consomment, les produits apparaissent.
- L'équation de réaction doit être ajustée pour conserver le nombre d'atomes de chaque élément (et les charges).
- Les coefficients stœchiométriques sont des entiers placés devant les formules ; on ne modifie jamais les indices.
- Loi de Lavoisier : $m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$ (conservation de la masse).
- Le réactif limitant est celui qui est entièrement consommé en premier et qui arrête la réaction.
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