À propos de cette page
Ce cours de chimie en cinquième sur « La conservation de la masse » suit le programme officiel de chimie de cinquième. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Les réactifs et les produits d'une réaction chimique, Les atomes : briques indestructibles de la matière, La loi de Lavoisier : rien ne se perd, rien ne se crée, Vérification expérimentale : comment peser correctement. 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 cinquième à réussir en chimie.
Au programme
1 · Les réactifs et les produits d'une réaction chimique
2 · Les atomes : briques indestructibles de la matière
3 · La loi de Lavoisier : rien ne se perd, rien ne se crée
4 · Vérification expérimentale : comment peser correctement
5 · Le bilan de matière : atomes avant et après
6 · Applications : calculs de masses manquantes
7 · Pièges classiques : gaz qui s'échappent et systèmes ouverts
1Les réactifs et les produits d'une réaction chimique
Lors d'une réaction chimique, des substances initiales appelées réactifs se transforment pour donner de nouvelles substances appelées produits.
Définitions.
• Réactifs : substances qui disparaissent au cours de la réaction.
• Produits : nouvelles substances formées par la réaction.
Exemple. Quand du fer réagit avec du soufre, on obtient du sulfure de fer :
Fer + Soufre → Sulfure de fer
Le fer et le soufre sont les réactifs ; le sulfure de fer est le produit.
On représente une réaction chimique par une équation de réaction : les réactifs sont écrits à gauche de la flèche, les produits à droite.
2Les atomes : briques indestructibles de la matière
La matière est constituée de particules très petites appelées atomes. Il existe différents types d'atomes, appelés éléments chimiques (carbone, hydrogène, oxygène, fer, soufre…).
Propriété fondamentale. Lors d'une réaction chimique :
• Les atomes ne sont pas créés.
• Les atomes ne disparaissent pas.
• Ils se réarrangent pour former de nouvelles associations (les produits).
C'est ce réarrangement qui explique que l'on obtient de nouvelles substances ayant des propriétés différentes des réactifs, tout en conservant le même nombre d'atomes de chaque élément.
Astuce. Pense aux atomes comme à des briques de Lego : on démonte et on reconstruit différemment, mais on n'en perd aucune !
3La loi de Lavoisier : rien ne se perd, rien ne se crée
Le chimiste français Antoine Lavoisier (1743-1794) a formulé en 1789 la célèbre loi :
Loi de conservation de la masse.
Au cours d'une réaction chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits.
m(réactifs) = m(produits)
Sa célèbre formule est : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »
Cette loi s'explique par la conservation des atomes : comme aucun atome n'est créé ni détruit, et que chaque atome a une masse fixe, la masse totale ne change pas.
Exemple numérique. Si l'on fait brûler 12 g de carbone avec 32 g d'oxygène, on obtient exactement 44 g de dioxyde de carbone.
12 g + 32 g = 44 g ✓
4Vérification expérimentale : comment peser correctement
Pour vérifier la loi de conservation de la masse, il faut effectuer la réaction dans un système fermé (rien ne rentre, rien ne sort) et peser avant et après.
Attention ! Si la réaction se fait dans un récipient ouvert, un gaz peut s'échapper (ou rentrer depuis l'air). Dans ce cas, la masse mesurée peut sembler changer, mais la loi reste vraie si on tient compte de tous les réactifs et produits, y compris les gaz.
| Situation | Masse avant | Masse après | Conclusion |
|---|
| Récipient fermé | m₁ | m₁ | Masse conservée ✓ |
| Récipient ouvert (gaz dégagé) | m₁ | m₁ - m(gaz) | Masse apparente diminue, mais loi respectée si on ajoute le gaz |
| Récipient ouvert (oxygène absorbé) | m₁ | m₁ + m(O₂) | Masse apparente augmente, loi respectée |
Protocole expérimental. Utiliser une balance électronique. Placer tous les réactifs dans un ballon fermé. Peser avant et après réaction. Comparer les deux mesures.
5Le bilan de matière : atomes avant et après
Le bilan atomique consiste à vérifier que le nombre d'atomes de chaque élément est le même avant et après la réaction. C'est la preuve microscopique de la conservation de la masse.
Exemple : combustion de l'hydrogène.
Réaction : Dihydrogène + Dioxygène → Eau
En symboles : H₂ + O₂ → H₂O
Bilan atomique :
• Avant : 2 atomes H, 2 atomes O
• Après (H₂O) : 2 atomes H, 1 atome O ← Déséquilibré !
Pour équilibrer : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
• Avant : 4 H, 2 O | Après : 4 H, 2 O ✓
Règle. Une équation de réaction est équilibrée quand le nombre d'atomes de chaque élément est identique des deux côtés de la flèche.
En 5e, on ne demande pas encore d'équilibrer des équations complexes, mais on doit savoir que ce bilan justifie la conservation de la masse.
6Applications : calculs de masses manquantes
La loi de conservation de la masse permet de calculer une masse inconnue si on connaît toutes les autres.
Formule.
m(réactif 1) + m(réactif 2) + … = m(produit 1) + m(produit 2) + …
Exemple 1. Du magnésium brûle dans l'air :
Magnésium + Dioxygène → Oxyde de magnésium
On dispose de 12 g de magnésium et 8 g de dioxygène. Quelle masse d'oxyde de magnésium obtient-on ?
m(oxyde) = 12 + 8 = 20 g
Exemple 2. Du cuivre (19,2 g) réagit avec du soufre pour donner 24 g de sulfure de cuivre. Quelle masse de soufre a réagi ?
m(soufre) = 24 − 19,2 = 4,8 g
Méthode.
1. Identifier les réactifs et les produits.
2. Écrire l'égalité des masses.
3. Isoler la masse inconnue.
7Pièges classiques : gaz qui s'échappent et systèmes ouverts
Voici les erreurs fréquentes à éviter :
Piège 1 — La combustion à l'air libre. Quand du bois brûle, les cendres pèsent moins que le bois initial. Pourtant, la loi est respectée : une grande partie de la matière est partie sous forme de gaz (dioxyde de carbone, vapeur d'eau, fumées) dans l'atmosphère.
Piège 2 — La rouille. Un clou rouillé pèse plus que le clou initial, car le fer s'est combiné avec l'oxygène de l'air. Ce n'est pas une violation de la loi : la masse de l'oxygène absorbé s'est ajoutée au clou.
Piège 3 — L'effervescence. Quand on dissout un comprimé effervescent dans l'eau, des bulles de CO₂ s'échappent. La masse du verre + solution diminue, mais si on avait recueilli le gaz, la masse totale serait conservée.
Conclusion générale. La loi de conservation de la masse est universelle et sans exception. Si la masse semble changer, c'est qu'un réactif ou un produit a été oublié dans le bilan (souvent un gaz).
★À retenir
À retenir — La conservation de la masse :
• Lors d'une réaction chimique, des réactifs se transforment en produits.
• Les atomes ne sont ni créés ni détruits : ils se réarrangent.
• Loi de Lavoisier : masse(réactifs) = masse(produits).
• Pour vérifier : peser dans un système fermé avant et après.
• Si la masse semble changer (système ouvert), c'est qu'un gaz est entré ou sorti.
• Formule utile : m₁ + m₂ = m₃ + m₄ → on peut calculer une masse inconnue.