Chapitre 4/4
Transformations Chimiques
Comment se deroule une reaction chimique ? Comment ecrire une equation chimique equilibree ? Qu'est-ce que la mole ? Decouvre les concepts fondamentaux de la chimie : transformations, conservation de la masse, quantite de matiere et solutions.
1. Especes chimiques : corps purs et melanges
Toute matiere est constituee d'especes chimiques. Une espece chimique est caracterisee par sa formule chimique, son nom et ses proprietes physiques (temperature de fusion, temperature d'ebullition, densite, solubilite...).
Corps pur
Constitue d'une seule espece chimique.
- - Corps pur simple : un seul type d'atome. Ex : O&sub2;, Fe, C
- - Corps pur compose : plusieurs types d'atomes. Ex : H&sub2;O, CO&sub2;, NaCl
Melange
Constitue de plusieurs especes chimiques.
- - Melange homogene : on ne distingue pas les composants. Ex : eau salee, air
- - Melange heterogene : on distingue les composants. Ex : eau + huile, sable + eau
Comment identifier une espece chimique ?
Temperature de fusion/ebullition
Chaque corps pur a des temperatures de changement d'etat specifiques. Eau pure : Tf = 0 °C, Teb = 100 °C.
Masse volumique
Rapport masse/volume : rho = m / V. Eau : 1 000 kg/m³ = 1 g/mL. Fer : 7 874 kg/m³.
Tests chimiques
Tests specifiques : eau (sulfate de cuivre anhydre), CO&sub2; (eau de chaux), glucose (liqueur de Fehling).
2. La transformation chimique
Une transformation chimique est un processus au cours duquel des especes chimiques (les reactifs) disparaissent et de nouvelles especes chimiques (les produits) apparaissent.
Schema d'une transformation chimique
Reactifs→Produits
Les reactifs sont consommes, les produits sont formes
Les reactifs
Ce sont les especes chimiques presentes avant la transformation et qui sont consommees (en totalite ou en partie).
Ex : carbone (C) et dioxygene (O&sub2;) lors de la combustion du charbon
Les produits
Ce sont les especes chimiques formees au cours de la transformation. Elles n'existaient pas avant la reaction (ou en quantite moindre).
Ex : dioxyde de carbone (CO&sub2;) produit par la combustion du charbon
Comment reconnaitre une transformation chimique ?
Changement de couleur : apparition ou disparition d'une coloration. Ex : le cuivre dans l'acide nitrique produit une solution bleue.
Degagement gazeux : apparition de bulles. Ex : vinaigre + bicarbonate de soude produit du CO&sub2;.
Formation d'un precipite : apparition d'un solide dans un liquide. Ex : eau de chaux + CO&sub2; donne un precipite blanc (CaCO&sub3;).
Variation de temperature : la reaction peut etre exothermique (degage de la chaleur) ou endothermique (absorbe de la chaleur).
3. L'equation chimique
Une equation chimique est l'ecriture symbolique d'une transformation chimique. Elle utilise les formules chimiques des reactifs et des produits.
Ecrire une equation chimique
Reactifs → Produits
Les reactifs sont ecrits a gauche de la fleche, les produits a droite. Les especes sont separees par le signe +.
Exemple : combustion du methane
Le methane (CH&sub4;) brule dans le dioxygene (O&sub2;) pour former du dioxyde de carbone (CO&sub2;) et de l'eau (H&sub2;O).
CH&sub4; + 2 O&sub2; → CO&sub2; + 2 H&sub2;O
Equilibrer une equation chimique
Une equation chimique doit etre equilibree : il faut le meme nombre d'atomes de chaque element de chaque cote de la fleche. C'est la loi de conservation des elements (loi de Lavoisier).
Loi de Lavoisier (1789) : "Rien ne se perd, rien ne se cree, tout se transforme." Au cours d'une transformation chimique, les atomes sont rearranges mais leur nombre et leur nature sont conserves. La masse totale est donc conservee.
Methode pour equilibrer
Ecrire l'equation avec les formules chimiques correctes des reactifs et produits.
Compter les atomes de chaque element de chaque cote.
Ajuster les coefficients stoechiometriques (les nombres devant les formules) pour avoir le meme nombre d'atomes de chaque cote.
Verifier que l'equation est bien equilibree pour TOUS les elements.
Exemple detaille : combustion du propane
Le propane (C&sub3;H&sub8;) brule dans le dioxygene (O&sub2;) pour donner du CO&sub2; et de l'eau (H&sub2;O).
Non equilibree : C&sub3;H&sub8; + O&sub2; → CO&sub2; + H&sub2;O
C : 3 a gauche, 1 a droite → on met 3 devant CO&sub2;
H : 8 a gauche, 2 a droite → on met 4 devant H&sub2;O
O : 2 a gauche, 3x2 + 4x1 = 10 a droite → on met 5 devant O&sub2;
C&sub3;H&sub8; + 5 O&sub2; → 3 CO&sub2; + 4 H&sub2;O
Verification : C = 3/3 | H = 8/8 | O = 10/10 -- Equilibree !
4. La mole et la quantite de matiere
Les atomes et les molecules sont infiniment petits. Pour les compter, les chimistes utilisent une unite speciale : la mole.
Definition de la mole
Une mole est un "paquet" de 6,022 x 10²³ entites (atomes, molecules, ions...).
Ce nombre s'appelle le nombre d'Avogadro, note N_A.
Nombre d'Avogadro
N_A = 6,022 x 10²³ mol&sup-;¹
1 mole d'atomes de carbone = 6,022 x 10²³ atomes de carbone
La quantite de matiere (n)
La quantite de matiere n represente le nombre de moles d'une espece chimique. Elle s'exprime en mol.
Relation entre nombre d'entites et quantite de matiere
n = N / N_A
n
quantite de matiere (mol)
N
nombre d'entites
N_A
6,022 x 10²³ mol&sup-;¹
Exemple
On dispose de 3,011 x 10²³ molecules d'eau. Combien de moles cela represente-t-il ?
n = N / N_A = 3,011 x 10²³ / 6,022 x 10²³ = 0,5 mol
Cela represente une demi-mole de molecules d'eau, soit environ 9 g d'eau.
Analogie : La mole est pour le chimiste ce que la douzaine est pour le boulanger. Quand tu commandes "une douzaine d'oeufs", tu en veux 12. Quand le chimiste parle d'"une mole d'atomes", il en veut 6,022 x 10²³. C'est juste un paquet beaucoup plus gros, adapte a la taille infiniment petite des atomes !
5. La masse molaire
La masse molaire M est la masse d'une mole d'une espece chimique. Elle s'exprime en g/mol (ou g.mol&sup-;¹).
Masse molaire atomique
C'est la masse d'une mole d'atomes d'un element. Elle est donnee dans le tableau periodique des elements.
H
Hydrogene
1,0 g/mol
C
Carbone
12,0 g/mol
N
Azote
14,0 g/mol
O
Oxygene
16,0 g/mol
Na
Sodium
23,0 g/mol
Cl
Chlore
35,5 g/mol
S
Soufre
32,1 g/mol
Fe
Fer
55,8 g/mol
Masse molaire moleculaire
La masse molaire d'une molecule est la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes qui la composent.
Exemple : M(H&sub2;O)
L'eau est composee de 2 atomes d'hydrogene et 1 atome d'oxygene.
M(H&sub2;O) = 2 x M(H) + M(O)
M(H&sub2;O) = 2 x 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol
Exemple : M(CO&sub2;)
Le dioxyde de carbone est compose de 1 atome de carbone et 2 atomes d'oxygene.
M(CO&sub2;) = M(C) + 2 x M(O)
M(CO&sub2;) = 12,0 + 2 x 16,0 = 44,0 g/mol
Relation entre masse, quantite de matiere et masse molaire
Formule fondamentale
n = m / M
n
quantite de matiere (mol)
m
masse (g)
M
masse molaire (g/mol)
Exemple d'application
Quelle quantite de matiere represente 36 g d'eau ?
n = m / M = 36 / 18,0 = 2,0 mol
36 g d'eau representent 2 moles de molecules d'eau, soit 2 x 6,022 x 10²³ = 1,204 x 10²&sup4; molecules.
6. Solutions et concentration
Une solution est un melange homogene obtenu en dissolvant un solute (espece chimique dissoute) dans un solvant (liquide qui dissout). Lorsque le solvant est l'eau, on parle de solution aqueuse.
Solute
L'espece chimique dissoute. En general en petite quantite. Ex : sel, sucre, acide.
Solvant
Le liquide dans lequel on dissout. En general en grande quantite. Ex : eau (solvant le plus courant).
Solution
Le melange homogene obtenu (solute + solvant). Ex : eau salee, sirop.
Concentration en masse (Cm)
La concentration en masse Cm represente la masse de solute dissoute par litre de solution.
Concentration en masse
Cm = m / V
Cm
concentration (g/L)
m
masse de solute (g)
V
volume de solution (L)
Concentration molaire (C)
La concentration molaire C represente la quantite de matiere de solute par litre de solution. C'est la concentration la plus utilisee en chimie.
Concentration molaire
C = n / V
C
concentration (mol/L)
n
quantite de matiere (mol)
V
volume de solution (L)
Lien entre Cm et C
On peut relier les deux concentrations par la masse molaire du solute :
Cm = C x M
Avec Cm en g/L, C en mol/L et M en g/mol.
Exemple complet
On dissout 5,85 g de chlorure de sodium (NaCl) dans 500 mL d'eau. M(NaCl) = 23,0 + 35,5 = 58,5 g/mol.
n = m / M = 5,85 / 58,5 = 0,100 mol
C = n / V = 0,100 / 0,500 = 0,200 mol/L
Cm = m / V = 5,85 / 0,500 = 11,7 g/L
Verification : Cm = C x M = 0,200 x 58,5 = 11,7 g/L. C'est coherent !
7. La dilution
Diluer une solution consiste a ajouter du solvant (generalement de l'eau) pour diminuer sa concentration. La quantite de solute reste la meme, seul le volume augmente.
Principe de la dilution
La quantite de matiere de solute est conservee lors de la dilution :
C1 x V1 = C2 x V2
C1, V1
solution mere (concentree)
C2, V2
solution fille (diluee)
Le facteur de dilution
Le facteur de dilution F indique par combien la concentration a ete divisee.
F = C1 / C2 = V2 / V1
Si F = 10, la concentration a ete divisee par 10 (dilution au 1/10e).
Exemple pratique
On veut preparer 200 mL d'une solution de NaCl a C2 = 0,050 mol/L a partir d'une solution mere a C1 = 0,200 mol/L.
C1 x V1 = C2 x V2
V1 = C2 x V2 / C1 = 0,050 x 200 / 0,200 = 50 mL
Il faut prelever 50 mL de solution mere et completer avec de l'eau jusqu'a 200 mL. Le facteur de dilution est F = 0,200 / 0,050 = 4 (dilution au 1/4).
Protocole de dilution : On preleve V1 de solution mere a la pipette jaugee, on la verse dans une fiole jaugee de volume V2, puis on complete avec de l'eau distillee jusqu'au trait de jauge. On agite pour homogeneiser. Attention : on ne verse JAMAIS de l'eau dans un acide concentre !
A retenir
- Une transformation chimique transforme des reactifs en produits. Les atomes sont conserves (loi de Lavoisier)
- L'equation chimique doit etre equilibree : meme nombre d'atomes de chaque element de chaque cote
- 1 mole = 6,022 x 10²³ entites (nombre d'Avogadro N_A). C'est l'unite du chimiste
- Quantite de matiere : n = m / M (mol) avec m la masse (g) et M la masse molaire (g/mol)
- Concentration molaire : C = n / V (mol/L). Concentration en masse : Cm = m / V (g/L). Lien : Cm = C x M
- Dilution : C1 x V1 = C2 x V2 (conservation de la quantite de matiere de solute)
- Masses molaires a connaitre : H = 1,0 | C = 12,0 | N = 14,0 | O = 16,0 | Na = 23,0 | Cl = 35,5
