Écriture et équilibrage des équations chimiques

Exercice 1 — Vocabulaire et loi de Lavoisier
1. Définitions (1 pt)

• Réactif : espèce chimique qui disparaît (est consommée) lors d'une transformation chimique. Les réactifs sont écrits à gauche de la flèche dans l'équation.
• Produit : espèce chimique formée lors de la transformation chimique. Les produits apparaissent à droite de la flèche.

2. Loi de Lavoisier (1 pt)
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.

3. Calcul de la masse de SO₂ (1 pt)
Application directe de la loi de Lavoisier :
m(SO₂) = m(soufre) + m(dioxygène) = 16 + 16 = 32 g

4. Explication à l'échelle atomique (1 pt)
Lors d'une réaction chimique, les atomes présents dans les réactifs ne sont ni créés ni détruits : ils se réorganisent (les liaisons chimiques sont rompues et reformées) pour donner les molécules des produits. Le nombre d'atomes de chaque élément est conservé de part et d'autre de la flèche, ce qui garantit la conservation de la masse totale.

Exercice 2 — Conservation des atomes
1. Pourquoi ne pas modifier les indices ? (1 pt)
Les indices dans une formule chimique (ex. : le « 2 » dans H₂O) caractérisent la nature même de la molécule : ils indiquent le nombre d'atomes de chaque élément dans une molécule donnée. Modifier un indice reviendrait à changer de molécule (H₃O n'est pas de l'eau). Seuls les coefficients stœchiométriques (placés devant les formules) peuvent être ajustés, car ils indiquent le nombre de molécules qui participent à la réaction sans altérer leur nature.

2. Vérification de 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O (2 pts)

Élément	Côté réactifs	Côté produits	Équilibré ?
H	2 H₂ → 2 × 2 = 4 H	2 H₂O → 2 × 2 = 4 H	✓ Oui
O	1 O₂ → 1 × 2 = 2 O	2 H₂O → 2 × 1 = 2 O	✓ Oui

Conclusion : l'équation 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O est correctement équilibrée.

3. Identification de l'élément non équilibré dans Fe + O₂ → FeO (1 pt)

• Côté réactifs : Fe = 1 atome ; O = 2 atomes (O₂).
• Côté produits : Fe = 1 atome ; O = 1 atome.

Fe est équilibré (1 = 1 ✓), mais l'oxygène n'est pas équilibré (2 ≠ 1 ✗).
Remarque : l'équation équilibrée correcte est 2 Fe + O₂ → 2 FeO (Fe : 2=2 ✓ ; O : 2=2 ✓).

Exercice 3 — Équilibrage d'équations
1. Équilibrage de N₂ + H₂ → NH₃ (2 pts)
Étape 1 — Compter les atomes sans coefficients :

• N : 2 (dans N₂) ≠ 1 (dans NH₃) ✗
• H : 2 (dans H₂) ≠ 3 (dans NH₃) ✗

Étape 2 — Équilibrer N : mettre 2 devant NH₃ → N₂ + H₂ → 2 NH₃
Étape 3 — Compter H : 2 NH₃ = 6 H → mettre 3 devant H₂ → N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
Étape 4 — Vérification :

• N : 2 = 2 ✓
• H : 3 × 2 = 6 = 2 × 3 = 6 ✓

Équation équilibrée : N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

2. Équilibrage de Mg + O₂ → MgO (2 pts)
Étape 1 — Compter : Mg : 1 ≠ 1 (ok pour l'instant) ; O : 2 ≠ 1 ✗
Étape 2 — Équilibrer O : mettre 2 devant MgO → Mg + O₂ → 2 MgO
Étape 3 — Rééquilibrer Mg : mettre 2 devant Mg → 2 Mg + O₂ → 2 MgO
Tableau de vérification :

Élément	Réactifs	Produits	OK ?
Mg	2	2	✓
O	2	2	✓

Équation équilibrée : 2 Mg + O₂ → 2 MgO

3. Équilibrage de Al + Cl₂ → AlCl₃ (1 pt)

• Cl : 2 (Cl₂) ≠ 3 (AlCl₃). PPCM(2,3) = 6 → mettre 3 devant Cl₂ et 2 devant AlCl₃.
• Al : 1 ≠ 2 → mettre 2 devant Al.

Vérification : Al : 2=2 ✓ ; Cl : 6=6 ✓.
Équation équilibrée : 2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃

4. Nombre de molécules de H₂O pour 3 CH₄ (1 pt)
D'après l'équation équilibrée CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, le rapport CH₄ / H₂O est 1 : 2.
Pour 3 molécules de CH₄ : nombre de H₂O = 3 × 2 = 6 molécules de H₂O.

Exercice 4 — Problème de combustion
1. Réactifs et produits de la combustion du propane (1 pt)

• Réactifs : propane (C₃H₈) et dioxygène (O₂).
• Produits : dioxyde de carbone (CO₂) et eau (H₂O).
  Tout hydrocarbure brûlant dans O₂ donne toujours CO₂ et H₂O, par conservation des atomes C et H.

2. Équilibrage de C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O (2 pts)
Étape 1 — Équilibrer C : 3 C dans C₃H₈ → mettre 3 devant CO₂.
Étape 2 — Équilibrer H : 8 H dans C₃H₈ → 8 H / 2 = 4 devant H₂O.
Étape 3 — Compter O à droite : 3 × 2 + 4 × 1 = 6 + 4 = 10 O → mettre 5 devant O₂ (5 × 2 = 10 O).
Vérification :

• C : 3 = 3 ✓
• H : 8 = 8 ✓
• O : 10 = 10 ✓

Équation équilibrée : C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O

3. Moles de O₂ pour 2 mol de C₃H₈ (0,5 pt)
D'après l'équation, le rapport C₃H₈ / O₂ = 1 / 5.
Pour 2 mol de C₃H₈ : n(O₂) = 2 × 5 = 10 mol de O₂.

4. Masse de H₂O produite (0,5 pt)
D'après l'équation, le rapport CO₂ / H₂O = 3 / 4.
Si 1 mol de CO₂ est produite, alors n(H₂O) = 1 × (4/3) = 4/3 mol.
m(H₂O) = (4/3) × 18 = 24 g de H₂O.
Vérification par proportionnalité : 1 mol CO₂ sur 3 = 1/3 de la réaction → H₂O = (4/3) mol × 18 g/mol = 24 g.

Exercice 5 — Synthèse et raisonnement
1. Erreur de l'élève et équation correcte (1 pt)
L'élève propose d'équilibrer H₂ + O → H₂O en remplaçant O par O₂ dans la formule finale, c'est-à-dire en écrivant H₂ + O₂ → H₂O₂. C'est une double erreur :

• Modifier les indices dans H₂O (écrire H₂O₂) change la nature de la molécule : H₂O₂ est l'eau oxygénée, pas l'eau. On ne peut jamais modifier les indices d'une formule chimique.
• De plus, le dioxygène existe naturellement sous forme diatomique O₂ : il faut l'écrire O₂ dès le départ comme réactif, pas O.

L'équation correctement équilibrée est obtenue ainsi :
H₂ + O₂ → H₂O (non équilibrée) → O : 2 ≠ 1. Mettre 2 devant H₂O puis 2 devant H₂ :
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
Vérification : H : 4=4 ✓ ; O : 2=2 ✓.

2. Masse de dioxygène consommée (1 pt)
Application de la loi de Lavoisier :
m(réactifs) = m(produits)
m(C) + m(O₂) = m(CO₂)
12 + m(O₂) = 44
m(O₂) = 44 − 12 = 32 g de dioxygène
On vérifie : 12 g de C + 32 g de O₂ = 44 g de CO₂ ✓ (loi de Lavoisier respectée).