Ressources · 2ⁿᵈᵉ · Physique-Chimie (2nde)
Transformations chimiques : équation et réactif limitant
Le système chimique, réactifs, produits et espèces spectatrices ; l’écriture et l’ajustement d’une équation de réaction, la conservation des éléments, de la charge et de la masse ; la stœchiométrie et le réactif limitant, par le calcul et à partir de l’état final ; les transformations exothermiques et endothermiques et l’influence de la masse du réactif limitant.
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Modéliser une transformation chimique
Au collège, tu as vu qu’une transformation chimique consomme des réactifs et forme des produits, que la masse se conserve et comment écrire une équation (Transformation chimique : réactifs, produits et tests), puis les réactions des acides avec les métaux et le calcaire (Réactions des acides). En seconde, on décrit le système avec ses quantités de matière et on prévoit son état final.
Système chimique. C’est l’ensemble des espèces chimiques étudiées, décrites par leur nature, leur état physique — (s) solide, (ℓ) liquide, (g) gaz, (aq) dissous dans l’eau — et leur quantité de matière. On le décrit à l’état initial (avant la transformation) et à l’état final (quand il n’évolue plus).
Transformation chimique. Des espèces disparaissent, au moins en partie, et d’autres apparaissent. Les espèces consommées sont les réactifs ; les espèces formées sont les produits.
Espèce spectatrice. Elle est présente dans le système mais n’est pas modifiée : sa quantité est la même à l’état initial et à l’état final. Ce sont souvent les ions qui accompagnent un réactif dans une solution, le diazote de l’air ou l’eau qui sert de solvant.
Réaction chimique. C’est le modèle macroscopique de la transformation. On l’écrit par une équation de réaction : réactifs → produits, avec les seuls réactifs et produits, chaque formule suivie de son état physique. Les espèces spectatrices n’y figurent pas.
La flamme d’une cuisinière au gaz naturel. Le méthane CH₄ brûle dans l’air de la cuisine. Après la combustion, l’air qui entoure la flamme contient du dioxyde de carbone, de l’eau, du diazote et du dioxygène, car l’air est en large excès. Méthane et dioxygène voient leur quantité diminuer : ce sont les réactifs. Le diazote est spectateur. CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g).
Un acide et une base. On verse de l’acide chlorhydrique (ions H⁺ et Cl⁻) dans une solution d’hydroxyde de sodium (ions Na⁺ et HO⁻) : de l’eau se forme. Les ions Na⁺ et Cl⁻ restent en même quantité : ils sont spectateurs. H⁺(aq) + HO⁻(aq) → H₂O(ℓ).
Réflexe — je liste les espèces de l’état initial et de l’état final. Quantité qui diminue : réactif ; espèce qui apparaît : produit ; quantité inchangée : spectatrice. Puis j’écris l’équation avec les seuls réactifs et produits.
Attention — un réactif peut encore être présent à l’état final (le dioxygène autour de la flamme) : il reste un réactif, puisque sa quantité a diminué. Et une espèce indispensable au mélange, comme l’eau d’une solution, peut être spectatrice.
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Écrire et ajuster une équation de réaction
Lois de conservation. Au cours d’une transformation chimique, les atomes ne sont ni créés ni détruits : les éléments chimiques se conservent, ainsi que la charge électrique. Une équation est ajustée quand chaque élément apparaît le même nombre de fois de chaque côté de la flèche et que la charge totale est la même des deux côtés. Une solution ou un solide ionique est électriquement neutre : le chlorure de calcium CaCl₂ contient 2 ions Cl⁻ pour un ion Ca²⁺.
Nombres stœchiométriques. On ajuste en plaçant un nombre devant chaque formule (le nombre 1 ne s’écrit pas), jamais en modifiant une formule : H₂O (l’eau) et H₂O₂ (l’eau oxygénée) sont deux espèces différentes.
Conservation de la masse. Dans un système fermé, la masse totale ne varie pas. Lavoisier l’écrit en 1789 dans son Traité élémentaire de chimie : « rien ne se crée, ni dans les opérations de l’art, ni dans celles de la nature » ; on le résume souvent par « rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ».
Les réactions du programme.
| Transformation | Équation ajustée |
|---|---|
| combustion du carbone | C(s) + O₂(g) → CO₂(g) |
| combustion du méthane | CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g) |
| corrosion d’un métal par un acide (zinc) | Zn(s) + 2 H⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + H₂(g) |
| action d’un acide sur le calcaire | CaCO₃(s) + 2 H⁺(aq) → Ca²⁺(aq) + CO₂(g) + H₂O(ℓ) |
| acide chlorhydrique + hydroxyde de sodium | H⁺(aq) + HO⁻(aq) → H₂O(ℓ) |
Les ions Cl⁻ de l’acide chlorhydrique et Na⁺ de la solution d’hydroxyde de sodium (la soude) sont spectateurs.
La combustion de l’éthane, un constituant du gaz naturel : C₂H₆ + O₂ → CO₂ + H₂O. Carbone : 2 CO₂. Hydrogène : 3 H₂O. Oxygène à droite : 2 × 2 + 3 = 7 atomes, un nombre impair. On double tout : 2 C₂H₆ → 4 CO₂ + 6 H₂O, soit 4 × 2 + 6 = 14 atomes O, donc 7 O₂. Bilan : 2 C₂H₆ + 7 O₂ → 4 CO₂ + 6 H₂O.
Avec des ions. De l’aluminium plongé dans une solution d’ions Cu²⁺ se couvre de cuivre : Al + Cu²⁺ → Al³⁺ + Cu. Les charges +2 et +3 s’équilibrent avec 6 charges de chaque côté : 2 Al³⁺ et 3 Cu²⁺. Bilan : 2 Al(s) + 3 Cu²⁺(aq) → 2 Al³⁺(aq) + 3 Cu(s) ; charge : 3 × (+2) = +6 à gauche, 2 × (+3) = +6 à droite.
Réflexe — j’écris les formules et je n’y touche plus ; j’ajuste d’abord les éléments présents dans une seule espèce de chaque côté (souvent C puis H), je termine par l’élément présent partout (souvent O), puis je vérifie la charge et je recompte tout.
Attention — la masse ne semble pas conservée quand un gaz s’échappe d’un récipient ouvert (la balance baisse) ou quand un gaz de l’air est consommé (la balance monte) : le système n’est pas fermé. Le nombre total de molécules, lui, peut changer.
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Stœchiométrie et réactif limitant : le calcul
Stœchiométrie. Les nombres stœchiométriques donnent les proportions dans lesquelles les réactifs sont consommés et les produits formés. Pour 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O : 2 mol de H₂ réagissent avec 1 mol de O₂ et forment 2 mol d’eau. Les quantités consommées et formées sont proportionnelles à ces nombres.
Réactif limitant. Lors d’une transformation totale, c’est le réactif entièrement consommé à l’état final : sa disparition arrête la transformation. L’autre réactif est en excès : il en reste à l’état final.
Critère. Pour la réaction a A + b B → …, on calcule avec les quantités initiales les quotients n(A) ÷ a et n(B) ÷ b. Le réactif de plus petit quotient est limitant. Si les quotients sont égaux, le mélange est stœchiométrique : les deux réactifs sont entièrement consommés.
Les quantités de matière se calculent comme dans le chapitre Dénombrer les entités : la mole : nombre d’entités N = m ÷ (masse d’une entité), puis n = N ÷ NA avec NA = 6,02 × 10²³ mol⁻¹.
Former de l’eau. 0,60 mol de H₂ et 0,25 mol de O₂ réagissent selon 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Quotients : 0,60 ÷ 2 = 0,30 et 0,25 ÷ 1 = 0,25. Le plus petit est celui de O₂ : le dioxygène est limitant. Il se forme 2 × 0,25 = 0,50 mol d’eau ; il est consommé 2 × 0,25 = 0,50 mol de H₂, il en reste 0,60 − 0,50 = 0,10 mol.
Du fer dans un acide. Fe(s) + 2 H⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + H₂(g) avec n(Fe) = 0,035 mol et n(H⁺) = 0,060 mol. Quotients : 0,035 ÷ 1 = 0,035 et 0,060 ÷ 2 = 0,030. Les ions H⁺ sont limitants, bien qu’ils soient introduits en plus grande quantité. Il est consommé 0,060 ÷ 2 = 0,030 mol de fer ; il en reste 0,035 − 0,030 = 0,005 mol. Il se forme 0,030 mol de H₂ et 0,030 mol d’ions Fe²⁺.
Réflexe — équation ajustée, quotient n ÷ (nombre stœchiométrique) pour chaque réactif, le plus petit désigne le limitant ; puis quantités consommées et formées en proportion, à partir du limitant, et quantité restante = quantité initiale − quantité consommée.
Attention — le réactif introduit en plus petite quantité n’est pas forcément limitant : il faut d’abord diviser par les nombres stœchiométriques. Et le critère porte sur des quantités de matière (en mol), jamais sur des masses.
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Trouver le réactif limitant à partir de l’état final
Lire l’état final. Lors d’une transformation totale, on identifie les espèces présentes à l’état final. Un réactif encore présent est en excès ; un réactif absent (test négatif) a été entièrement consommé : c’est le réactif limitant.
| Espèce cherchée | Test ou observation | Si elle est présente |
|---|---|---|
| ions Cu²⁺ | couleur de la solution ; ajout de soude | solution bleue ; précipité bleu |
| ions Fe²⁺ / Fe³⁺ | ajout de soude | précipité vert / précipité rouille |
| ions Ag⁺ (ou Cl⁻) | ajout d’ions Cl⁻ (ou Ag⁺) | précipité blanc qui noircit à la lumière |
| ions H⁺ / HO⁻ | papier pH ou indicateur coloré | milieu acide / basique |
| un solide (métal, calcaire) | observation à l’œil, aimant pour le fer | il reste du solide |
Une série d’expériences. On fait varier la quantité d’un seul réactif. Tant que ce réactif est limitant, la quantité de produit formé lui est proportionnelle ; dès qu’il est en excès, elle reste constante : l’autre réactif est devenu limitant. La rupture de pente correspond au mélange stœchiométrique.
Un précipité blanc. On mélange une solution de nitrate d’argent (Ag⁺, NO₃⁻) et une solution de chlorure de potassium (K⁺, Cl⁻) : un précipité blanc de chlorure d’argent AgCl apparaît. Le filtrat contient des ions K⁺, NO₃⁻ et Cl⁻ ; le test des ions Ag⁺ y est négatif. Réactifs : Ag⁺ et Cl⁻ ; spectateurs : K⁺ et NO₃⁻. Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s) : les ions Ag⁺ sont limitants, les ions Cl⁻ en excès.
Le précipité rouille. Huit béchers contiennent chacun 1,0 × 10⁻³ mol d’ions Fe³⁺ ; on y verse des quantités croissantes d’ions HO⁻ : Fe³⁺(aq) + 3 HO⁻(aq) → Fe(OH)₃(s). On pèse le précipité.
Jusqu’à 3,0 × 10⁻³ mol, la masse est proportionnelle à n(HO⁻) : les ions HO⁻ sont limitants. Au-delà, elle reste à 106,9 mg : les ions Fe³⁺ sont limitants. À la rupture, le mélange est stœchiométrique : n(HO⁻) ÷ 3 = 3,0 × 10⁻³ ÷ 3 = 1,0 × 10⁻³ mol = n(Fe³⁺).
Réflexe — pour chaque réactif, je cherche dans l’énoncé s’il en reste à l’état final (solide visible, couleur, test positif) ; le réactif dont il ne reste rien est limitant. Sur une série d’expériences, je repère la rupture de pente.
Attention — un test négatif sur un produit ou sur une espèce spectatrice ne dit rien du réactif limitant : seuls les tests sur les réactifs comptent.
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Transformations exothermiques et endothermiques
Transformation exothermique. Elle libère de l’énergie thermique vers l’extérieur : la température du milieu réactionnel augmente. Exemples : les combustions, la réaction d’un acide avec une base, la corrosion d’un métal par un acide.
Transformation endothermique. Elle absorbe de l’énergie thermique prise à l’extérieur : la température du milieu diminue, ou il faut chauffer en permanence pour l’entretenir. Exemples : la réaction du vinaigre avec l’hydrogénocarbonate de sodium, la décomposition du calcaire dans un four à chaux. La photosynthèse absorbe aussi de l’énergie, mais c’est l’énergie de la lumière.
Mesure. On relève la température avant puis pendant la transformation, dans un récipient isolant (gobelet en polystyrène) pour limiter les échanges avec l’air ; on calcule Δθ = θfinale − θinitiale. Δθ > 0 : exothermique ; Δθ < 0 : endothermique.
Influence du réactif limitant. L’énergie échangée est proportionnelle à la quantité de réactif limitant consommée. Pour un même volume de solution, Δθ est donc proportionnelle à la masse du réactif limitant ; quand ce réactif devient en excès, Δθ ne change plus.
Vinaigre et hydrogénocarbonate de sodium. Dans un gobelet isolant, le thermomètre passe de 21,0 °C à 16,5 °C : Δθ = 16,5 − 21,0 = −4,5 °C. La température baisse : la transformation est endothermique.
Du zinc dans une solution d’ions Cu²⁺. On ajoute des masses croissantes de poudre de zinc à 50 mL d’une même solution de sulfate de cuivre(II) : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s). La température monte : réaction exothermique.
Jusqu’à 0,3 g, Δθ est proportionnelle à la masse de zinc (1,6 °C pour 0,1 g) : le zinc est limitant. À 0,4 g et 0,5 g, Δθ reste à 5,2 °C : les ions Cu²⁺ sont limitants. Les deux droites se coupent vers 0,33 g : c’est la masse de zinc du mélange stœchiométrique.
Réflexe — je calcule Δθ avec son signe : positif, exothermique ; négatif, endothermique. Je juge sur le bilan de la transformation, pas sur la façon de la démarrer.
Attention — « il faut une allumette, donc c’est endothermique » est faux : l’allumette amorce la combustion, qui libère ensuite de l’énergie. Et le « froid » n’est pas une grandeur : une transformation endothermique absorbe de l’énergie thermique.
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Pour aller plus loin
Synthèse d’une espèce chimique. Fabriquer au laboratoire une espèce présente dans la nature (arôme, parfum, médicament) par chauffage à reflux, l’isoler, puis l’identifier par chromatographie sur couche mince ou par sa température de fusion : chapitre Synthèse d’une espèce chimique.
Physique, chimique ou nucléaire ? Un changement d’état conserve l’espèce (Transformations physiques), une transformation chimique conserve les éléments, une transformation nucléaire change les noyaux : chapitre Transformations nucléaires.
En première, l’avancement et le tableau d’avancement permettront de décrire toutes les quantités au cours de la transformation, et on dosera une espèce par une réaction chimique.
- Système : espèces, états (s), (ℓ), (g), (aq) et quantités, à l’état initial et à l’état final. Réactifs consommés, produits formés, espèces spectatrices inchangées et absentes de l’équation.
- Équation ajustée : éléments et charge conservés, avec les nombres stœchiométriques, jamais en changeant une formule. Masse conservée dans un système fermé (Lavoisier).
- Réactif limitant : entièrement consommé. Pour a A + b B, le plus petit des quotients n(A) ÷ a et n(B) ÷ b le désigne ; quotients égaux : mélange stœchiométrique.
- À l’état final, le réactif dont il ne reste rien (test négatif) est limitant ; sur une série d’expériences, la rupture de pente marque le mélange stœchiométrique.
- Exothermique : énergie thermique libérée, Δθ > 0. Endothermique : énergie absorbée, Δθ < 0. Δθ est proportionnelle à la masse du réactif limitant.
Questions fréquentes
Qu’est-ce qu’une espèce spectatrice ?
C’est une espèce présente dans le système mais qui n’est pas modifiée par la transformation : sa quantité est la même à l’état initial et à l’état final. Elle n’apparaît pas dans l’équation, comme les ions chlorure lors de l’action de l’acide chlorhydrique sur un métal ou le diazote de l’air lors d’une combustion.
Comment ajuster une équation de réaction chimique ?
On place des nombres stœchiométriques devant les formules, sans jamais modifier les formules, pour que chaque élément apparaisse le même nombre de fois de chaque côté de la flèche. Si des ions interviennent, on vérifie aussi que la charge électrique totale est la même des deux côtés.
Comment trouver le réactif limitant en seconde ?
On écrit l’équation ajustée, puis on divise la quantité de matière initiale de chaque réactif par son nombre stœchiométrique. Le réactif qui donne le plus petit quotient est limitant : il est entièrement consommé à l’état final. Si les quotients sont égaux, le mélange est stœchiométrique.
Comment reconnaître le réactif limitant à partir d’une expérience ?
On cherche quels réactifs sont encore présents à l’état final : solide restant, couleur de la solution, test caractéristique, papier pH. Le réactif dont il ne reste rien est limitant. Sur une série d’expériences où l’on augmente un réactif, la quantité de produit cesse d’augmenter quand ce réactif devient en excès.
Quelle différence entre une transformation exothermique et endothermique ?
Une transformation exothermique libère de l’énergie thermique : la température du milieu augmente, comme lors d’une combustion. Une transformation endothermique en absorbe : la température du milieu diminue, ou il faut chauffer en permanence. L’énergie échangée est proportionnelle à la quantité de réactif limitant consommée.
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