Ressources · 2ⁿᵈᵉ · Physique-Chimie (2nde)
Fiche de révision : 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.
Transformations chimiques : équation et réactif limitant
Fiche méthode
(Physique-chimie 2de · Constitution et transformations de la matière · Transformation chimique)
La démarche pour toute question sur une transformation chimique
1. Je décris le système : espèces de l’état initial et de l’état final, réactifs, produits, espèces spectatrices.
2. J’écris l’équation ajustée : éléments et charge conservés, sans toucher aux formules.
3. Je trouve le réactif limitant : par les quotients n ÷ nombre stœchiométrique, ou par les tests de l’état final.
4. Je calcule et je conclus : quantités formées et restantes en proportion ; effet thermique par le signe de Δθ.
Cas 1 · Modéliser une transformation
Réflexe — quantité qui diminue : réactif ; espèce qui apparaît : produit ; quantité inchangée : spectatrice.
Exemple. Un petit morceau de sodium Na posé sur l’eau disparaît ; du dihydrogène se dégage et la solution devient basique (ions HO⁻ et Na⁺ formés). Écrire l’équation.
Réactifs : Na et H₂O ; produits : Na⁺, HO⁻ et H₂.
2 Na(s) + 2 H₂O(ℓ) → 2 Na⁺(aq) + 2 HO⁻(aq) + H₂(g)
Attention — un réactif encore présent à l’état final reste un réactif ; seules les espèces inchangées sont spectatrices.
Cas 2 · Ajuster une équation
Réflexe — C, puis H, puis O ; la charge en dernier ; on recompte tout.
Exemple. Dans un haut fourneau : Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂. Ajuster.
Fer : 2 Fe. Il faut 3 atomes O à prendre à Fe₂O₃ : 3 CO donnent 3 CO₂.
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂ (O : 3 + 3 = 6 = 3 × 2).
Attention — changer un indice change l’espèce : on n’ajuste qu’avec les nombres stœchiométriques.
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Cas 3 · Réactif limitant par le calcul
Réflexe — quotient n ÷ nombre stœchiométrique pour chaque réactif ; le plus petit est limitant.
Exemple. 4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O avec 0,20 mol de NH₃ et 0,12 mol de O₂. Limitant et N₂ formé ?
0,20 ÷ 4 = 0,050 et 0,12 ÷ 3 = 0,040 : O₂ limitant.
3 mol de O₂ forment 2 mol de N₂ : n(N₂) = 0,12 × 2 ÷ 3 = 0,080 mol.
Attention — jamais de comparaison des quantités brutes ni des masses.
Cas 4 · Réactif limitant par l’état final
Réflexe — je cherche, pour chaque réactif, s’il en reste ; celui dont il ne reste rien est limitant.
Exemple. On verse un peu d’acide chlorhydrique dans de la soude additionnée de bleu de bromothymol (BBT), bleu en milieu basique. À la fin, le mélange est encore bleu.
Le milieu reste basique : il reste des ions HO⁻, en excès.
Les ions H⁺ ont été entièrement consommés : ils sont limitants.
Attention — un test sur une espèce spectatrice ne renseigne pas sur le réactif limitant.
Cas 5 · Exothermique ou endothermique
Réflexe — Δθ = θfinale − θinitiale : positif, exothermique ; négatif, endothermique.
Exemple. Un mélange de fer et de soufre chauffé en un point se met à rougeoyer et la réaction gagne tout le mélange sans plus chauffer. Exo ou endo ?
Le chauffage ne sert qu’à démarrer ; la réaction se propage seule en libérant de l’énergie.
Elle est exothermique.
Attention — pour un même volume, Δθ est proportionnelle à la masse du réactif limitant, puis ne change plus.
Les pièges
- Écrire les espèces spectatrices dans l’équation.
- Ajuster en modifiant un indice (H₂O changé en H₂O₂).
- Désigner comme limitant le réactif introduit en plus petite quantité, ou en plus petite masse.
- Conclure que la masse n’est pas conservée alors qu’un gaz s’est échappé d’un récipient ouvert.
- Croire qu’une réaction qu’il faut amorcer est endothermique.
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