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 : Réactifs et produits d'une réaction chimique, La loi de conservation de la masse (loi de Lavoisier), Conservation des atomes : principe fondamental, Lecture et écriture d'une équation chimique. 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.
Au programme
1 · Réactifs et produits d'une réaction chimique
2 · La loi de conservation de la masse (loi de Lavoisier)
3 · Conservation des atomes : principe fondamental
4 · Lecture et écriture d'une équation chimique
5 · Méthode d'équilibrage par ajustement des coefficients
6 · Exemples d'équilibrage pas à pas
7 · Cas particuliers et vérification systématique
1Réactifs et produits d'une réaction chimique
Lors d'une transformation chimique, des espèces chimiques initiales disparaissent pour donner naissance à de nouvelles espèces. On distingue :
- Les réactifs : espèces chimiques qui sont consommées pendant la réaction. Elles sont représentées à gauche de la flèche de réaction.
- Les produits : espèces chimiques formées lors de la réaction. Elles apparaissent à droite de la flèche.
Définition. Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle des réactifs se transforment en produits. Elle est symbolisée par une flèche : réactifs → produits.
Exemple. La combustion du carbone dans le dioxygène : le carbone (C) et le dioxygène (O₂) sont les réactifs ; le dioxyde de carbone (CO₂) est le produit. C + O₂ → CO₂.
Certaines réactions font intervenir plusieurs réactifs et/ou plusieurs produits. Par exemple, la combustion du méthane : CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O (non équilibrée). Les formules chimiques (CH₄, O₂, CO₂, H₂O) ne peuvent jamais être modifiées : elles caractérisent des molécules précises.
2La loi de conservation de la masse (loi de Lavoisier)
Antoine Lavoisier (1743–1794) a énoncé une loi fondamentale de la chimie, vérifiée expérimentalement :
Loi de Lavoisier. Au cours d'une transformation chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits : m(réactifs) = m(produits). La matière n'est ni créée ni détruite, elle se conserve.
Cette loi se justifie par le fait que les atomes présents dans les réactifs se retrouvent tous dans les produits : seuls les liaisons chimiques sont rompues et formées, pas les atomes eux-mêmes.
Exemple numérique. On brûle 12 g de carbone avec 32 g de dioxygène. D'après la loi de conservation : la masse de CO₂ formé vaut 12 + 32 = 44 g.
Astuce. Pour vérifier une réaction à l'échelle, additionne les masses des réactifs : le résultat doit être égal à la somme des masses des produits. Si ce n'est pas le cas, la réaction n'est pas équilibrée ou tu as oublié un produit (eau, gaz…).
3Conservation des atomes : principe fondamental
La loi de conservation de la masse découle d'un principe plus profond : la conservation du nombre d'atomes de chaque élément chimique.
Principe. Au cours d'une réaction chimique, le nombre d'atomes de chaque élément chimique (H, C, O, N, Fe…) est le même avant et après la réaction.
Ce principe permet de comprendre pourquoi on doit équilibrer les équations chimiques : il faut que le nombre d'atomes de chaque élément soit identique à gauche et à droite de la flèche.
| Élément | Côté réactifs | Côté produits | Équilibré ? |
|---|
| Oxygène (O) | 2 (dans O₂) | 2 (dans CO₂) | Oui |
| Carbone (C) | 1 (dans C) | 1 (dans CO₂) | Oui |
Dans l'exemple C + O₂ → CO₂, l'équation est déjà équilibrée : 1 atome de C et 2 atomes de O de chaque côté.
Attention ! On ne peut jamais modifier les indices dans les formules chimiques (le « 2 » dans H₂O ou le « 2 » dans O₂) pour équilibrer une équation. Les indices font partie de la formule et définissent la molécule. Seuls les coefficients stœchiométriques (devant les formules) peuvent être ajustés.
4Lecture et écriture d'une équation chimique
Une équation chimique se lit de gauche à droite et utilise des symboles conventionnels :
- La flèche → signifie « réagissent pour donner ».
- Le signe + sépare les espèces du même côté de la flèche.
- Les coefficients stœchiométriques (1, 2, 3…) sont placés devant les formules chimiques. Un coefficient 1 est souvent omis.
- Les états physiques peuvent être précisés : (s) solide, (l) liquide, (g) gazeux, (aq) aqueux.
Exemple de lecture. 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O se lit : « deux molécules de dihydrogène réagissent avec une molécule de dioxygène pour former deux molécules d'eau. »
Pour écrire une équation chimique, on suit ces étapes :
- Étape 1 : Identifier les réactifs et les produits (à partir des données de l'expérience ou de l'énoncé).
- Étape 2 : Écrire les formules chimiques des réactifs à gauche et des produits à droite, séparés par des signes +, reliés par la flèche.
- Étape 3 : Équilibrer l'équation en ajoutant des coefficients stœchiométriques.
Astuce. Commence toujours par identifier la molécule la plus complexe (celle qui contient le plus d'éléments) et équilibre en commençant par celle-là.
5Méthode d'équilibrage par ajustement des coefficients
L'équilibrage consiste à trouver les coefficients stœchiométriques entiers les plus petits possibles pour que le nombre d'atomes de chaque élément soit identique des deux côtés.
Méthode générale.
1. Compter le nombre d'atomes de chaque élément à gauche et à droite.
2. Identifier les éléments qui ne sont pas équilibrés.
3. Ajuster les coefficients (jamais les indices) pour équilibrer un élément à la fois.
4. Recommencer l'étape 1 jusqu'à ce que tous les éléments soient équilibrés.
5. Vérifier que les coefficients sont les plus petits entiers possibles (les simplifier si besoin).
Ordre conseillé : équilibrer d'abord les éléments qui n'apparaissent qu'une seule fois de chaque côté, puis le plus complexe, et traiter l'oxygène ou l'hydrogène en dernier car ils sont souvent présents dans plusieurs molécules.
Attention ! Les coefficients stœchiométriques doivent être des entiers (1, 2, 3…). Si tu obtiens des fractions, multiplie tous les coefficients par le même entier pour les rendre entiers. Par exemple, si tu trouves ½ O₂, multiplie tout par 2.
6Exemples d'équilibrage pas à pas
Exemple 1 : Combustion du méthane
Non équilibrée : CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O
| Étape | Équation | C | H | O |
|---|
| Départ | CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O | 1=1 ✓ | 4 ≠ 2 | 2 ≠ 3 |
| Équilibrer H : mettre 2 devant H₂O | CH₄ + O₂ → CO₂ + 2 H₂O | 1=1 ✓ | 4=4 ✓ | 2 ≠ 4 |
| Équilibrer O : mettre 2 devant O₂ | CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O | 1=1 ✓ | 4=4 ✓ | 4=4 ✓ |
Résultat : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. L'équation est équilibrée.
Exemple 2 : Combustion du fer dans le dioxygène
Non équilibrée : Fe + O₂ → Fe₂O₃
- O : 2 ≠ 3. Pour équilibrer O, on cherche le PPCM de 2 et 3 = 6. On met 3 devant O₂ et 2 devant Fe₂O₃.
- Fe : 1 ≠ 4. On met 4 devant Fe.
Résultat : 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃. Vérification : Fe : 4=4 ✓ ; O : 6=6 ✓.
Exemple 3 : Décomposition de l'eau oxygénée
H₂O₂ → H₂O + O₂ (non équilibrée)
O : 2 ≠ 3 ; multiplier : 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂.
Vérification : H : 4=4 ✓ ; O : 4=4 ✓.