Ressources · 4ᵉ · Chimie
Équation de réaction : écrire et ajuster
Passer du bilan en mots à l’équation de réaction ; vérifier qu’une équation est ajustée en comptant les atomes ; ajuster une équation avec les coefficients ; lire les coefficients comme des proportions, en molécules et en masses ; prévoir le réactif limitant et ce qui reste en excès.
À propos de cette page
Du bilan en mots à l’équation de réaction
• les réactifs à gauche, les produits à droite ;
• entre les deux, une flèche « → », qui se lit « donne » ;
• un signe « + » entre deux espèces écrites du même côté ;
• devant les formules, des nombres, les coefficients, choisis pour que les atomes se conservent (cas suivants).
On n’écrit que les espèces qui réagissent et celles qui se forment : ni une espèce spectatrice (le diazote de l’air), ni la partie d’un réactif qui reste à la fin.
Rappel de 5e : dans une formule, l’indice (le petit nombre écrit en bas) compte les atomes ; le nombre écrit devant la formule, le coefficient, compte les molécules (Atomes et molécules).
Du bilan à l’équation. Le phosphore blanc brûle dans le dichlore et forme du trichlorure de phosphore. Bilan : phosphore + dichlore → trichlorure de phosphore. Avec les formules P₄, Cl₂ et PCl₃ : P₄ + Cl₂ → PCl₃. Une fois les coefficients placés, l’équation est P₄ + 6 Cl₂ → 4 PCl₃ (dessin ci-dessus).
Une équation sans coefficient visible. Le trioxyde de soufre réagit avec l’eau et forme de l’acide sulfurique : SO₃ + H₂O → H₂SO₄. Chaque élément est déjà conservé, tous les coefficients valent 1 : on ne les écrit pas.
Réflexe — je remplace chaque nom par sa formule ; réactifs à gauche, produits à droite, « + » entre les espèces d’un même côté, « → » au milieu.
Attention — la flèche n’est pas un signe « = » : elle indique un sens, on ne peut pas échanger les deux côtés. Et pour le dioxygène, on écrit O₂ : jamais « air », ni « O » tout seul.
1 / 5
Une équation ajustée : les atomes se conservent
• Nombre d’atomes d’un élément dans une espèce : coefficient × indice.
• Si l’élément se trouve dans plusieurs espèces du même côté, j’additionne.
• Une équation ajustée respecte aussi la conservation de la masse : mêmes atomes, même masse.
• On écrit les plus petits coefficients entiers possibles.
| Élément | À gauche | À droite |
|---|---|---|
| N (azote) | 4 × 1 = 4 | 4 × 1 = 4 |
| H (hydrogène) | 4 × 3 = 12 | 6 × 2 = 12 |
| O (oxygène) | 5 × 2 = 10 | 4 × 1 + 6 × 1 = 10 |
Une équation ajustée. Dans les usines d’acide nitrique, l’ammoniac réagit avec le dioxygène sur une toile de platine : 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O. Le tableau ci-dessus montre que l’azote, l’hydrogène et l’oxygène sont conservés.
Une équation non ajustée. Pour la combustion du cyclohexane, un élève écrit C₆H₁₂ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O. Carbone : 6 et 6. Hydrogène : 12 et 6 × 2 = 12. Oxygène : 6 × 2 = 12 à gauche, 6 × 2 + 6 = 18 à droite. L’oxygène n’est pas conservé : l’équation n’est pas ajustée.
Ajustée, mais à simplifier. 4 H₂ + 2 O₂ → 4 H₂O compte 8 atomes H et 4 atomes O de chaque côté ; mais tous les coefficients se divisent par 2 : on écrit 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O.
Réflexe — un tableau élément par élément, à gauche et à droite : coefficient × indice, et j’additionne quand l’élément est dans plusieurs espèces.
Attention — on compte les atomes, pas les molécules : 4 NH₃ + 5 O₂ compte 9 molécules, 4 NO + 6 H₂O en compte 10, et l’équation est pourtant ajustée. Et l’oxygène de H₂O compte aussi : on n’oublie aucune espèce.
2 / 5
Ajuster une équation : la méthode
Méthode
1. Je fais le tableau des atomes, élément par élément.
2. Je commence par un élément qui n’est que dans une espèce de chaque côté et dont les nombres diffèrent : je vise un multiple commun (pour 2 et 3 : 6).
3. Je garde pour la fin les éléments des corps simples (Al, O₂, H₂…) : changer leur coefficient ne dérègle aucun autre élément.
4. Après chaque coefficient, je recompte : un coefficient multiplie tous les atomes de la formule.
5. S’il faudrait un coefficient non entier (13 ÷ 2 devant O₂, par exemple), je multiplie tous les coefficients par 2. Je vérifie tout le tableau, et je n’écris pas le coefficient 1.
L’aluminium qui brûle. Al + O₂ → Al₂O₃ : l’oxygène d’abord (2 et 3 : on vise 6), puis l’aluminium, corps simple, en dernier.
| Étape | Équation | Al : gauche / droite | O : gauche / droite |
|---|---|---|---|
| départ | Al + O₂ → Al₂O₃ | 1 / 2 | 2 / 3 |
| O : 2 et 3, on vise 6 | Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃ | 1 / 4 | 6 / 6 |
| Al : 4 à droite | 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃ | 4 / 4 | 6 / 6 |
Une combustion. Le butane : C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O. Carbone : 4 à gauche, donc 4 CO₂. Hydrogène : 10 à gauche, donc 5 H₂O. Oxygène à droite : 4 × 2 + 5 = 13 ; il faudrait 13 ÷ 2 O₂, je double tout : 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O. Vérification : C 8 et 8 ; H 20 et 20 ; O 26 et 26.
Un combustible qui contient de l’oxygène. Ses atomes d’oxygène comptent aussi : pour brûler 2 CH₄O (du méthanol) en 2 CO₂ et 4 H₂O, il faut 4 + 4 = 8 atomes d’oxygène à droite ; les 2 CH₄O en apportent 2, il en reste 6 à fournir, soit 3 O₂.
Réflexe — élément d’une seule espèce d’abord, corps simple en dernier ; je recompte à chaque coefficient.
Attention — écrire Al + O₃ → AlO₃, ou ajouter « + O » d’un côté, met autant d’atomes des deux côtés mais décrit des espèces qui ne sont pas celles de la transformation : c’est faux. Et 2 H₂O n’est pas H₄O₂ : ce sont deux molécules d’eau séparées, pas une autre molécule.
3 / 5
Lire les coefficients : les proportions
• Ces proportions restent vraies si l’on multiplie toutes les quantités par un même nombre : c’est un tableau de proportionnalité.
• Les coefficients ne sont pas des masses : les molécules n’ont pas toutes la même masse.
• Mais les masses aussi sont proportionnelles : à partir d’un bilan de référence mesuré (des masses qui réagissent exactement ensemble), je multiplie toutes les masses par le même nombre, puis je vérifie avec la conservation de la masse.
En molécules. Le méthanol, un alcool qui sert aussi de carburant (formule CH₄O, qu’on écrit aussi CH₃OH), brûle selon 2 CH₄O + 3 O₂ → 2 CO₂ + 4 H₂O : deux molécules de méthanol réagissent avec trois molécules de dioxygène et forment deux molécules de dioxyde de carbone et quatre molécules d’eau.
| CH₄O | O₂ | CO₂ | H₂O | |
|---|---|---|---|---|
| dans l’équation | 2 | 3 | 2 | 4 |
| 3 fois plus | 6 | 9 | 6 | 12 |
| 10 fois plus | 20 | 30 | 20 | 40 |
En masses. Bilan de référence : 5,4 g d’aluminium réagissent exactement avec 9,6 g de soufre et forment 15,0 g de sulfure d’aluminium (2 Al + 3 S → Al₂S₃). Avec 8,1 g d’aluminium : 8,1 ÷ 5,4 = 1,5 fois plus. Soufre : 9,6 × 1,5 = 14,4 g ; sulfure d’aluminium : 15,0 × 1,5 = 22,5 g. Vérification : 8,1 + 14,4 = 22,5 g.
Réflexe — je cherche par combien multiplier (quantité donnée ÷ quantité de l’équation ou du bilan de référence), puis je multiplie tout par ce nombre.
Attention — coefficient n’est pas masse : dans Zn + S → ZnS, il réagit autant d’atomes de zinc que d’atomes de soufre, mais 6,5 g de zinc pour 3,2 g de soufre, car un atome de zinc est environ deux fois plus lourd. On ne lit jamais « 1 g de zinc pour 1 g de soufre ».
4 / 5
Réactif limitant et réactif en excès
1. Je prends un réactif A et je calcule ce qu’il faudrait de l’autre réactif B pour consommer tout A (proportions de l’équation, ou bilan de référence en masses).
2. Si j’ai moins de B que nécessaire, B est limitant ; si j’en ai plus, A est limitant ; si j’en ai exactement autant, les deux sont entièrement consommés.
3. Je calcule les produits à partir du réactif limitant, puis ce qui reste du réactif en excès : quantité de départ − quantité consommée.
État final = produits formés + réactif en excès restant.
Lire un dessin. CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Avant : 3 molécules de méthane et 4 de dioxygène. Pour 3 CH₄, il faudrait 6 O₂ : il n’y en a que 4, le dioxygène est limitant. Les 4 O₂ consomment 2 CH₄ : il se forme 2 CO₂ et 4 H₂O, et il reste 1 CH₄.
En nombres. Le fer brûle dans le dioxygène pur : 3 Fe + 2 O₂ → Fe₃O₄. On a 30 atomes de fer et 24 molécules de dioxygène. Pour 30 Fe, il faut 30 ÷ 3 × 2 = 20 O₂ : on en a 24, c’est assez. Le fer est limitant ; il se forme 10 Fe₃O₄ et il reste 24 − 20 = 4 O₂.
En masses. Bilan de référence : 6,5 g de zinc réagissent exactement avec 3,2 g de soufre. On chauffe 9,75 g de zinc avec 6,0 g de soufre. Pour 9,75 g de zinc, soit 1,5 fois plus, il faut 3,2 × 1,5 = 4,8 g de soufre : on en a 6,0 g, le zinc est limitant. Sulfure de zinc formé : 9,75 + 4,8 = 14,55 g ; soufre restant : 6,0 − 4,8 = 1,2 g. Vérification : 14,55 + 1,2 = 15,75 g = 9,75 + 6,0.
Réflexe — « avec ce que j’ai de A, combien me faudrait-il de B ? », puis je compare avec ce que j’ai.
Attention — le réactif limitant n’est pas forcément celui dont on a le moins : avec 4 O₂ pour 3 CH₄, il y a plus de dioxygène, et c’est pourtant lui qui manque. Et les produits se calculent toujours avec le réactif limitant, jamais avec celui qui est en excès.
5 / 5
Pour aller plus loin
Dans les chapitres voisins. Reconnaître une transformation chimique, écrire son bilan en mots, identifier les produits par des tests : Transformation chimique. Écrire et lire les formules : Formules chimiques. Peser avant et après, système ouvert ou fermé, masse manquante : Conservation de la masse. Les combustions du carbone et du méthane, complètes ou incomplètes : Combustions.
Plus tard. En 3e, on écrira aussi des équations avec des ions. Au lycée, on comptera les quantités de matière en moles, ce qui permettra de calculer les masses sans bilan de référence.
- L’équation de réaction écrit le bilan avec les formules : réactifs à gauche, produits à droite, une flèche qui se lit « donne » ; ni espèce spectatrice, ni réactif restant.
- Une équation est ajustée quand chaque élément a le même nombre d’atomes des deux côtés (coefficient × indice) ; on écrit les plus petits coefficients entiers.
- Pour ajuster, on change seulement les coefficients, jamais les indices ; élément d’une seule espèce d’abord, corps simple en dernier, et on recompte à chaque étape.
- Les coefficients donnent les proportions en nombre de molécules, pas en masses ; les masses se calculent par proportionnalité à partir d’un bilan de référence.
- Le réactif limitant est entièrement consommé ; on le trouve en calculant ce qu’il faudrait de l’autre réactif. Produits calculés avec le limitant ; reste = départ − consommé.
Questions fréquentes
Qu’est-ce qu’une équation de réaction chimique ?
C’est l’écriture d’une transformation chimique avec les formules : les réactifs à gauche, les produits à droite, séparés par une flèche qui se lit « donne ». Les coefficients placés devant les formules assurent que les atomes se conservent.
Comment savoir si une équation est ajustée ?
On compte les atomes de chaque élément à gauche puis à droite de la flèche, en faisant coefficient × indice pour chaque espèce et en additionnant. L’équation est ajustée si chaque élément a le même nombre d’atomes des deux côtés.
Comment ajuster (équilibrer) une équation chimique ?
On place des coefficients devant les formules, sans jamais changer les indices. On commence par un élément présent dans une seule espèce de chaque côté, on règle en dernier les corps simples comme O₂, et on recompte après chaque coefficient. Si un coefficient n’est pas entier, on double tous les coefficients.
Que signifient les coefficients d’une équation ?
Ils donnent les proportions en nombre de molécules : dans 2 CH₄O + 3 O₂ → 2 CO₂ + 4 H₂O, deux molécules de méthanol réagissent avec trois molécules de dioxygène. Ce ne sont pas des masses ; les masses se calculent par proportionnalité à partir d’un bilan de référence.
Comment trouver le réactif limitant ?
On calcule ce qu’il faudrait d’un réactif pour consommer entièrement l’autre, puis on compare avec ce qu’on a. Le réactif qui manque est le limitant : il est entièrement consommé, et c’est avec lui qu’on calcule les produits. L’autre est en excès et en partie restant.
Moi c'est Ben, j'ai créé ce site pour aider le plus d'élèves possible, partout en France. Je peux aussi reprendre avec toi ce qui coince en cours particulier : en visio, ou à domicile si tu es à Marseille.
Prof de physique-chimie à Marseille · Cours particuliers au collège · Aide aux devoirs