REACTIONS CHIMIQUES.EQUATION-BILAN

Ι) REACTIONS CHIMIQUES

Ι- 1) Expériences :

Action de l’acide nitrique(HNO₃) sur le cuivre

Dispositif expérimental

On dispose d’une solution d’acide nitrique du copeau de cuivre et de deux tubes à essaie.

observations

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disparition du copeau de cuivre
coloration bleue de la solution
formation d’un gaz roux au dessus du liquide

interprétation

sous l’action de l’acide nitrique, les atomes de cuivre sont transformés en ions cuivre(2), rendant ainsi la solution bleue.

Le gaz qui se dégage est le monoxyde d’azote (NO : incolore) qui se transforme en dioxyde d’azote(NO₂) au contact de l’air. e

Action du fer sur le soufre

Plaçons un mélange intime de fer-soufre sur une brique réfractaire, il ne se passe rien

Chauffons une petite portion du mélange, dés qu’elle devient incandescente, cessons de chauffer. L’incandescence se propage à travers tout le mélange, laissant derrière elle un solide poreux et fiable, c’est du sulfure de fer(II) FeS.

Ι-2) Définition

Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle un ou des corps pur(s) appelé(s) réactif(s) se transforme (ent) en un ou d’autres corps pur(s) appelé(s) produit(s)

Exemple

Dans la première expérience le cuivre métallique et l’acide nitrique sont les réactifs. l’ion cuivre Cu²⁺ et le monoxyde d’azote sont les produits.

Dans la seconde expérience, les réactifs sont le fer et le soufre et le produit est le sulfure de fer II (FeS).

Ι-3) Caractéristiques d’une réaction chimique

Aspect énergétique

Les réactions chimiques peuvent se produire :

avec un dégagement de chaleur, elles sont dites exothermiques

Ex : action du fer sur le soufre, combustion du charbon de bois

avec absorption de chaleur, elles sont dites endothermiques

Exemples la dissolution du chlorure d’ammonium

sans libération ni absorption de chaleur, elles sont dites athermiques.

Exemple dissolution du chlorure de sodium

Aspect cinétique

Il existe des réactions rapides (exemples : réactions de précipitation) et des réactions lentes (exemples : transformation du fer en rouille)

Loi de conservatio

Conservation de la masse : Au cours d’une réaction chimique la somme des masses des réactifs transformés est égale à la somme des masses des produits formés.

Exemple : En mélangeant 56g de fer avec 32g de soufre, après transformation complète on obtient 88g de sulfure de fer (produit) ; il ya donc conservation de la masse.

Conservation des éléments : Au cours d’une réaction chimique les éléments chimiques présents au niveau des réactifs sont les mêmes éléments chimiques que l’on retrouve au niveau des produits après transformation.
Conservation du nombre d’atome de chaque élément : Au cours d’une réaction chimique le nombre d’atome de chaque élément se conserve.

ΙΙ) EQUATION-BILAN D’UNE REACTION

ΙΙ-1) Ecriture de l’équation d’une réaction

Une réaction se représente par une équation obtenue en plaçant dans le premier membre les formules chimiques des réactifs et dans le second membre les formules chimiques des produits. Ces deux membres sont séparés rune flèche.

Exemples :

Fe+S→FeS

CuSO4+Cu(OH)2+ Na2SO4

H2O→ H2+O2

ΙΙ-2) Equilibrage de l’équation d’une réaction

Equilibrer une équation, c’est placer les coefficients nécessaire pour qu’elle exprime la conservation du nombre d’atome de chaque élément.

Exemple :

C+ O2 → CO2

C4H10+ 132O2 → 4CO2+ 5H2O

2H2O → O2+ 2H2

CSO4+ NaOH → Cu(OH)2+ Na2SO4

Remarque :

Les chiffres utilisés pour équilibrer une équation sont appelés coefficients stœchiométriques.

Application1 :

Equilibrer les équations chimiques suivantes

Na+O2 Na2O ; N2O5 → NO2+ O2

N2+ H2 → NH3 ; C+ Fe2O →CO+Fe

C2H6 +O2 → CO2+ H2O ; H2S+ O2 → SO2+ H2O+ S

H2O2 → H2O+ O2 ; CxHy+ O2 → CO2+H2O

Ag⁺+ PO₄^3-→ Ag₃PO₄; Cu²⁺+ 2OH^-→ Cu(OH)₂

Solution

Equilibrons les équations suivantes

4Na+O2 2Na2O ; N2O5 →2 NO2+12 O2

N2+ 3H2 → 2NH3 ; C+ Fe2O →CO+2Fe

C2H6 +72O2 → 2CO2+ 3H2O ; 2H2S+ 2O2 → SO2+ 2H2O+ S

H2O2 → H2O+ 12O2 ; CxHy+ (x+Y4)O2 → xCO2+y2H2O

Cu²⁺+ 2OH^-→ Cu(OH)₂3Ag⁺+ PO₄^3-→ Ag₃PO₄

ΙΙ-3) Double signification de l’équation bilan d’une réaction chimique

Prenons l’exemple de la synthèse de l’eau : 2H2+O2 →2H2O

Signification microscopique : Deux molécules de dihydrogène

réagissent avec une molécule de dioxygène pour donner deux molécules d’eau.

Signification macroscopique : Deux moles de molécules de dihydrogène réagissent avec une mole de molécule de dioxygène pour donner deux moles de molécule d’eau.

ΙΙ-4) Bilan molaire et relation de proportionnalité

Considérons la réaction suivante :

Equation : α R₁ + ß R₂→ ? P₁+ λ P₂

Bilan molaire : α mol ß mol γ mol λ mol

A t = 0 n10 n20 0 0

A t quelconque : n10-x_n₂₀_-y_{z t}

Si n10 >n20ß alors R₁est le réactif en excès et R₂est réactif en défaut c'est-à-dire le réactif limitant.

D’où la relation de proportionnalité: x = n20ß = z = t

Si n10 < n20ß alors R₁est le réactif limitant et R₂ est le réactif en excès

D’où relation de proportionnalité: n10 = yß = z = t

Si n10 = n20ß alors il n’ya ni excès ni défaut on dit que les réactifs sont mélangés dans les proportions stœchiométriques.

D’où la relation de proportionnalité: n10 = n20ß = z = t

Remarque :

Le rendement est le rapport entre la masse théorique (masse déterminée grâce à l’équation) et la masse expérimentale (masse obtenue par à la fin de l’expérience) d’un produit.

R=mexpmthéo×100 et R est toujours inférieur à 100?.

Apllication2

On considère la combustion complète d’une masse m de propane C₃H₈dans le dioxygène, il se forme alors du dioxyde de carbone et de l’eau.

Ecrire l’équation-bilan de la réaction
Calculer le volume de dioxygène de carbone formé
Calculer le volume dioxygène utilisé
Calculer la masse d’eau obtenue

On donne : m=4,4g et VM=22,4L.mol-1

Application3

On fait réagit une masse m d’aluminium avec une masse m’ de soufre.

Ecrire l’équation-bilan de la réaction sachant qu’il se forme du sulfure d’aluminium Al₂S_3.
Montrer que l’un des réactifs est utilisé en excès
Quelle est la masse de sulfure d’aluminium formé ?
Calculer la masse restante du réactif en excès
Calculer la masse expérimentale pour un rendement de R

On donne : m=2,7g ; m'=3,2g et R=30?

Solution

Application2

Equation-bilan de la réaction

C3H8+5O2→ 3CO2+4H2O

Bilan molaire 1mol 5mol 3mol 4mol

RP: n(c3H8)1=n(O2)5=n(CO2)3=n(H2O)4

Calcul du volume de dioxygène de carbone formé

nCO2=3×m(c3H8)M(c3H8)↔VCO2=3×m(c3H8)M(c3H8)VM

AN : VCO2=3×4,4×22,444→ VCO2=6,72L

Calcul du volume de dioxygène utilisé

nO2=5×m(c3H8)M(c3H8)↔VO2=5×m(c3H8)M(c3H8)VM

AN : VO2= 5×4,4×22,444 →VO2=11,2L

Calcul de la masse d’eau obtenue

mH20=4mc3H8Mc3H8MH2O → mH2O=4×4,4×1844→ m=7,2g

Application3

Equation-bilan de la réaction

2Al + 3S → Al2S3

BM : 2mol 3mol 1mol

Montrons qu’un des réactifs est en excès

n(Al)2=2,72×27=0,050

n(S)3=3,23×32=0,033

n(Al)2 >n(S)3 donc l’aluminium est en excès

Calcul de la masse du sulfure d’aluminium formé

n(Al2S3)1=n(S)3 →mAl2S3=m(S)×M(Al2S3)3×M(S)

AN : mAl2S3=3,2×1503×32 → mAl2S3=5g

Calcul du réactif en excès

Conservation de la masse : m+m'=m(Al)rest+ mAl2S3

D’où m(Al)rest=m+m'-mAl2S3

AN : m(Al)rest=2,7+3,2-5 → m(Al)rest=0,9g

Calcul de la masse expérimentale

R=mexpmthéo×100→ mexp=mthéo×R100 AN: mexp=30×5100 → mexp=1,5