Collège · 5ᵉ · Chimie
La conservation de la masse
Loi de conservation de la masse lors d'une réaction chimique
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 : L'expérience de référence : peser avant et après, La loi de conservation de la masse, Pourquoi la masse se conserve : les atomes sont conservés, Système fermé, système ouvert : les fausses disparitions. 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.
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L'expérience de référence : peser avant et après
On place les deux réactifs dans un récipient fermé, on pèse l'ensemble, on déclenche la transformation, puis on pèse de nouveau sans rien retirer.
Exemple. Un ballon bouché contient du vinaigre et du bicarbonate séparés. Masse de l'ensemble avant : $152{,}4$ g. On mélange, une effervescence apparaît. Masse après : $152{,}4$ g. Rien n'a changé, bien que le contenu, lui, soit devenu tout autre.
Attention ! Si le récipient est ouvert, le gaz formé s'échappe et la balance affiche une masse plus faible. Ce n'est pas la masse qui a disparu : c'est de la matière qui est sortie du système pesé.
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La loi de conservation de la masse
Loi. Au cours d'une transformation chimique, la masse totale des réactifs consommés est égale à la masse totale des produits formés : $$m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$$
Cette loi, énoncée à la fin du XVIIIe siècle à partir de pesées précises, est souvent résumée par la formule attribuée à Lavoisier : « rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ».
Astuce. La loi vaut aussi pour les transformations physiques : un glaçon de $48$ g qui fond donne $48$ g d'eau liquide.
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Pourquoi la masse se conserve : les atomes sont conservés
Explication microscopique. Pendant une transformation chimique, les molécules se défont et se réassemblent autrement, mais les atomes ne sont ni créés ni détruits : on retrouve exactement les mêmes atomes, en même nombre, dans les produits.
Exemple. Combustion du méthane : CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O. Avant : 1 atome C, 4 atomes H, 4 atomes O. Après : 1 atome C, 4 atomes H, 4 atomes O. Les atomes sont les mêmes, seuls leurs assemblages ont changé.
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Système fermé, système ouvert : les fausses disparitions
Définitions. Un système fermé n'échange pas de matière avec l'extérieur. Un système ouvert peut en échanger : un gaz s'échappe, ou un gaz de l'air est consommé.
| Expérience à l'air libre | Ce que lit la balance | Explication |
|---|---|---|
| une bougie brûle | la masse diminue | le dioxyde de carbone et la vapeur d'eau formés s'échappent |
| de la laine de fer brûle | la masse augmente | le fer se combine au dioxygène de l'air, qui vient s'ajouter |
| du vinaigre sur du bicarbonate, bécher ouvert | la masse diminue | le dioxyde de carbone quitte le bécher |
Attention ! Ces trois résultats ne contredisent pas la loi : ils montrent seulement qu'on n'a pas pesé tout le système. En vase clos, la masse totale reste constante dans les trois cas.
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La masse se conserve, le volume non
Attention ! La masse se conserve toujours ; le volume, lui, peut varier.
Exemple. On verse $50$ mL d'eau et $50$ mL d'alcool : on obtient environ $97$ mL de mélange, et non $100$ mL. Pourtant, si les masses valaient $50{,}0$ g et $39{,}5$ g, la masse du mélange vaut bien $89{,}5$ g.
Exemple. Quand $18$ g de glace fondent, on obtient $18$ g d'eau liquide, mais le volume diminue légèrement : la glace flotte parce qu'elle occupe plus de place à masse égale.
Astuce. Dans un problème, additionne les masses sans hésiter ; méfie-toi dès qu'on te demande d'additionner des volumes de liquides différents.
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Méthode : calculer une masse manquante
Exemple. $7{,}0$ g de fer réagissent avec $4{,}0$ g de soufre et donnent du sulfure de fer. Masse de sulfure de fer formée : $7{,}0 + 4{,}0 = 11{,}0$ g.
Exemple. $2{,}4$ g de magnésium brûlent et donnent $4{,}0$ g d'oxyde de magnésium. Masse de dioxygène consommée : $4{,}0 - 2{,}4 = 1{,}6$ g.
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Les cas classiques du contrôle
| Situation | Ce qu'il faut répondre |
|---|---|
| Dissolution de $5$ g de sel dans $95$ g d'eau | la solution pèse $100$ g : la masse se conserve |
| Combustion en vase clos | masse inchangée |
| Combustion en vase ouvert, gaz qui s'échappent | masse mesurée plus faible, loi respectée |
| Métal qui se combine au dioxygène, vase ouvert | masse mesurée plus grande, loi respectée |
Astuce. Avant de conclure « la masse a diminué », demande-toi toujours : qu'est-ce qui est entré ou sorti du récipient ?
En bref
- Loi de conservation : $m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$, en système fermé.
- Explication : les atomes sont conservés, seules les molécules changent.
- Un système ouvert peut perdre un gaz (masse mesurée plus faible) ou en capter (masse mesurée plus grande) : la loi n'est pas violée, le système pesé était incomplet.
- La masse se conserve aussi lors d'une dissolution et d'un changement d'état.
- Le volume, lui, ne se conserve pas toujours : $50$ mL d'eau + $50$ mL d'alcool donnent environ $97$ mL.
- Méthode : même unité pour toutes les masses, puis $m$(réactifs) $=$ $m$(produits).
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