Collège · 3ᵉ · Chimie
Écriture et équilibrage des équations chimiques
Bilan matière, ajustement des coefficients stœchiométriques
À propos de cette page
Ce cours de chimie en troisième sur « Écriture et équilibrage des équations chimiques » suit le programme officiel de chimie de troisième. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Ce qui change et ce qui se conserve, Écrire une équation : formules, coefficients, indices, La méthode d'ajustement, pas à pas, Cas particuliers : corps simples, fractions, ions. 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 troisième à réussir en chimie.
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Ce qui change et ce qui se conserve
Transformation chimique. Des espèces disparaissent (les réactifs), d'autres apparaissent (les produits). Elle se décrit par un bilan : réactifs → produits, puis par une équation qui utilise les formules.
Deux choses ne changent jamais :
- la masse totale (Lavoisier, 1789 : « rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ») ;
- le nombre d'atomes de chaque sorte : les atomes ne sont ni créés ni détruits, ils se réarrangent en de nouvelles molécules.
Exemple. Dans un tube, 56 g de fer chauffés avec 32 g de soufre donnent 88 g de sulfure de fer : Fe + S → FeS. Chaque atome de fer s'associe à un atome de soufre ; aucun n'a disparu.
Ce qui n'est pas conservé. Les molécules (elles sont détruites et reconstruites), l'aspect, la couleur, l'état physique, le volume des gaz, l'énergie stockée. Ne dis jamais « les molécules se conservent » : ce sont les atomes.
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Écrire une équation : formules, coefficients, indices
| Symbole | Sens |
|---|---|
| → | « réagissent pour donner » ; réactifs à gauche, produits à droite |
| + | sépare les espèces d'un même côté |
| indice (le 2 de H2O) | nombre d'atomes dans la molécule : fixé par la nature de l'espèce, on n'y touche jamais |
| coefficient (le 2 de 2 H2O) | nombre de molécules : c'est lui qu'on ajuste |
Compter les atomes. 2 H2O : 2 molécules, soit 4 H et 2 O. 3 Fe2O3 : 6 Fe et 9 O. 2 Ca(OH)2 : 2 Ca, 4 O, 4 H. Le coefficient multiplie tout ce qui suit.
L'erreur qui change la matière. Pour équilibrer H2 + O2 → H2O, écrire H2O2 à droite « équilibre » les atomes, mais H2O2 est l'eau oxygénée, pas l'eau ! La bonne écriture est 2 H2 + O2 → 2 H2O.
Les formules à connaître. Corps simples gazeux à deux atomes : H2, O2, N2, Cl2. Métaux : un symbole seul (Fe, Cu, Zn, Al, Mg). Eau H2O, dioxyde de carbone CO2, ammoniac NH3, méthane CH4, chlorure d'hydrogène HCl, calcaire CaCO3.
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La méthode d'ajustement, pas à pas
Exemple guidé : la réduction du minerai de fer. Fe2O3 + CO → Fe + CO2
• Fe : 2 à gauche, 1 à droite → 2 Fe.
• C : 1 = 1 pour l'instant. O : 3 + 1 = 4 à gauche, 2 à droite. Il manque de l'oxygène à droite, mais on ne peut ajouter du CO2 sans ajouter du carbone : on ajuste CO et CO2 ensemble.
• Avec 3 CO et 3 CO2 : O gauche = 3 + 3 = 6, O droite = 6 ; C : 3 = 3.
• Résultat : Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2.
• Fe : 2 à gauche, 1 à droite → 2 Fe.
• C : 1 = 1 pour l'instant. O : 3 + 1 = 4 à gauche, 2 à droite. Il manque de l'oxygène à droite, mais on ne peut ajouter du CO2 sans ajouter du carbone : on ajuste CO et CO2 ensemble.
• Avec 3 CO et 3 CO2 : O gauche = 3 + 3 = 6, O droite = 6 ; C : 3 = 3.
• Résultat : Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2.
| Atome | Gauche | Droite |
|---|---|---|
| Fe | 2 | 2 |
| C | 3 | 3 |
| O | 3 + 3 = 6 | 6 |
Dans quel ordre ? Commencer par l'atome qui n'apparaît que dans une espèce de chaque côté (souvent le métal ou le carbone), finir par l'oxygène ou l'hydrogène des corps simples (O2, H2), faciles à ajuster en dernier.
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Cas particuliers : corps simples, fractions, ions
Coefficient fractionnaire. Al + O2 → Al2O3 : il faut 3 O à droite pour 2 O à gauche, soit « 3/2 O2 ». On n'écrit pas de demi-molécule : on double tout → 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3.
Équation avec des ions. On conserve les atomes et les charges. Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2 : atomes Zn 1 = 1, H 2 = 2 ; charges 2 × (+1) = +2 à gauche, +2 à droite. Ag+ + Cl− → AgCl : charges +1 − 1 = 0 = 0.
| Équation | Atomes | Charges |
|---|---|---|
| Fe3+ + 3 HO− → Fe(OH)3 | Fe 1 = 1 ; O 3 = 3 ; H 3 = 3 | +3 − 3 = 0 ; 0 |
| 2 Al + 6 H+ → 2 Al3+ + 3 H2 | Al 2 = 2 ; H 6 = 6 | +6 ; +6 |
| Cu2+ + 2 HO− → Cu(OH)2 | Cu 1 = 1 ; O 2 = 2 ; H 2 = 2 | +2 − 2 = 0 ; 0 |
Deux pièges. 1) Le magnésium brûle dans le dioxygène O2, pas dans « O » : 2 Mg + O2 → 2 MgO. 2) Les plus petits coefficients entiers : 4 H2 + 2 O2 → 4 H2O est juste mais on écrit 2 H2 + O2 → 2 H2O.
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Lire une équation : des proportions
Ce que disent les coefficients. 2 H2 + O2 → 2 H2O se lit : « deux molécules de dihydrogène réagissent avec une molécule de dioxygène pour donner deux molécules d'eau ». Les coefficients donnent les proportions, pas des quantités : 200 H2 avec 100 O2 donnent 200 H2O.
Des molécules aux masses. Un énoncé de brevet donne toujours les masses correspondantes : « 4 g de dihydrogène réagissent avec 32 g de dioxygène et donnent 36 g d'eau ». On raisonne ensuite par proportionnalité : pour 1 g de dihydrogène, 8 g de dioxygène et 9 g d'eau ; pour 10 g, 80 g et 90 g.
| Réaction | Masses qui vont ensemble | Vérification |
|---|---|---|
| Fe + S → FeS | 56 g + 32 g → 88 g | 88 = 88 |
| 2 Mg + O2 → 2 MgO | 48 g + 32 g → 80 g | 80 = 80 |
| CaCO3 → CaO + CO2 | 100 g → 56 g + 44 g | 100 = 100 |
| 2 H2O2 → 2 H2O + O2 | 68 g → 36 g + 32 g | 68 = 68 |
Méthode de calcul. Masse cherchée = masse donnée × (masse de référence du produit ÷ masse de référence du réactif). Pour 12 g de magnésium : $12 \times \dfrac{80}{48} = 20$ g d'oxyde de magnésium.
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Bilan de masse et réactif en excès
Réactif limitant, réactif en excès. Quand les réactifs ne sont pas dans les bonnes proportions, l'un est entièrement consommé (limitant) : la réaction s'arrête. L'autre est en excès : il en reste à la fin.
Exemple. On chauffe 10 g de fer avec 10 g de soufre (56 g de fer réagissent avec 32 g de soufre). Le fer a besoin de $10 \times 32 \div 56 \approx 5{,}7$ g de soufre : il y en a 10 g, le soufre est en excès, le fer est limitant. Produit : $10 + 5{,}7 = 15{,}7$ g de FeS. Reste : $10 - 5{,}7 = 4{,}3$ g de soufre. Bilan : 20 g au départ, 15,7 + 4,3 = 20 g à la fin.
Erreur classique. Croire que la masse de produit vaut la somme des masses de réactifs introduits. Ce n'est vrai que si les deux réactifs sont exactement dans les proportions de l'équation. Sinon, l'excès reste et n'entre pas dans le produit.
Reconnaître le réactif en excès à l'œil. Il reste du solide non transformé ; l'effervescence continue quand on rajoute de l'autre réactif ; un test caractéristique reste positif (eau de chaux pour CO2, papier pH pour l'acide).
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Les grandes familles de réactions
| Famille | Schéma | Exemples ajustés |
|---|---|---|
| synthèse | A + B → AB | Fe + S → FeS ; 2 Na + Cl2 → 2 NaCl ; N2 + 3 H2 → 2 NH3 |
| décomposition | AB → A + B | 2 H2O → 2 H2 + O2 ; CaCO3 → CaO + CO2 ; 2 H2O2 → 2 H2O + O2 |
| combustion | combustible + O2 → oxydes | C + O2 → CO2 ; 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 ; S + O2 → SO2 |
| métal + acide | métal + H+ → ion métallique + H2 | Fe + 2 H+ → Fe2+ + H2 ; Mg + 2 H+ → Mg2+ + H2 |
| réduction d'un oxyde | oxyde + réducteur → métal | 2 CuO + C → 2 Cu + CO2 ; Fe2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al2O3 |
| précipitation | cation + anion → solide | Ag+ + Cl− → AgCl ; Cu2+ + 2 HO− → Cu(OH)2 |
Sécurité. Fer + soufre : réaction très exothermique, sous la hotte, lunettes. Métal + acide : le dihydrogène formé est explosif, jamais de flamme. Thermite (Fe2O3 + Al) : plus de 2 000 °C, réservée aux professionnels (soudure des rails).
Pour reconnaître les produits. Eau de chaux troublée → CO2 ; sulfate de cuivre anhydre bleui → eau ; allumette qui « aboie » → dihydrogène ; bûchette qui se rallume → dioxygène.
En bref
- Réactifs → produits. La masse et le nombre d'atomes de chaque sorte se conservent ; les molécules, non.
- Indice = atomes dans la molécule (intouchable) ; coefficient = nombre de molécules (à ajuster). 2 H2O ≠ H2O2.
- Méthode : formules exactes → compter → coefficients (corps simples O2, H2 en dernier) → vérifier ; fraction → doubler ; ions → vérifier aussi les charges.
- Les coefficients donnent des proportions : avec les masses de l'énoncé, on raisonne par proportionnalité (56 g Fe + 32 g S → 88 g FeS).
- Réactif limitant : épuisé, il arrête la réaction ; réactif en excès : il en reste. Masse de produit ≠ somme des masses introduites s'il y a un excès.
- Familles : synthèse, décomposition, combustion, métal + acide, réduction d'oxyde, précipitation.
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