Réactions chimiques
Le gaz qui brûle, le fer qui rouille et le bicarbonate qui mousse dans le vinaigre ont un point commun : les atomes changent de partenaires. Équilibre les équations avec les barres de comptage des atomes, mesure la masse au cours d’une réaction dans un récipient fermé puis ouvert et observe les collisions s'accélérer quand la température monte.
À propos de ce cours
Fais fondre un glaçon : tu as toujours de l'eau. Dissous du sucre dans du thé : les molécules restent celles du sucre, simplement dispersées. Ce sont des transformations physiques. Une transformation chimique produit toujours une matière différente de celle du départ : la rouille n'est ni le fer, ni le dioxygène, ni l'eau dont elle provient. Le cours porte sur ce qui se conserve au cours d'une telle transformation : chacun des atomes.
Les six unités abordent la définition d'une réaction chimique, l'équilibrage des équations, la conservation de la masse, les types de réactions, l'énergie des réactions et leur vitesse. Écris la combustion de l'hydrogène sous la forme H₂ + O₂ → H₂O et compte : deux atomes d'oxygène à gauche, un seul à droite. Un atome aurait disparu, ce qui est impossible. Un exemple en moles illustre la conservation de la masse : dans CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, les réactifs pèsent 80.039 g, et les produits totalisent eux aussi 80.039 g. Une bûche pèse quelques kilogrammes et ses cendres bien moins, tandis qu'un clou s'alourdit en rouillant, parce que la balance ne prenait pas les gaz en compte. Parmi les types de réactions figure le déplacement simple : un fil de cuivre plongé dans une solution de nitrate d'argent se couvre de cristaux d'argent tandis que le liquide bleuit. Dans l'atelier, les barres de comptage montrent que chaque réaction conserve tous les atomes présents au départ.
L'énergie et la vitesse terminent le cours. Si l'enthalpie des produits est inférieure à celle des réactifs, ΔH est négatif et la réaction est exothermique. La théorie des collisions explique la vitesse par trois conditions : les particules doivent se rencontrer, avec la bonne orientation et assez d'énergie pour atteindre l'énergie d'activation. Le modèle de particules de l'atelier utilise une barrière d'énergie abaissée pour que les réactions soient visibles en quelques secondes.
Avant de commencer
Ici, les équations s’écrivent avec des formules comme CH₄ et Fe₂O₃ ; tu dois donc savoir ce que sont les atomes et les molécules. Atomes et Liaisons chimiques couvrent ce terrain. L’unité sur la conservation de la masse utilise aussi des masses molaires en g/mol, que le cours sur les liaisons présente.
À la fin du cours
Tu sauras équilibrer des équations comme Fe + O₂ → Fe₂O₃, montrer que la masse se conserve quand le méthane brûle et classer les réactions en synthèse, décomposition, substitution simple et double, combustion et oxydoréduction. Tu calculeras aussi la chaleur dégagée par la combustion de deux moles de méthane et expliqueras pourquoi la sciure brûle plus vite qu’une bûche et pourquoi les aliments se conservent mieux au réfrigérateur.
- 1Qu'est-ce qu'une réaction chimique ?Une molécule de méthane et deux molécules de dioxygène deviennent une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d'eau, sans perdre un seul atome.
- 2Équilibrer les équations chimiquesL'hydrogène et l'oxygène ne forment de l'eau que dans le rapport 2 : 1 : 2, car une molécule d’O₂ apporte assez d'oxygène pour deux molécules d'eau.
- 3Conservation de la masseBrûle 16.04 g de méthane dans 64.00 g de dioxygène : tu obtiens 44.01 g de dioxyde de carbone et 36.03 g d'eau, soit 80.04 g avant comme après.
- 4Types de réactions chimiquesPlonge un fil de cuivre dans une solution de nitrate d'argent : des cristaux d'argent s'y développent et le liquide devient bleu. Le cuivre a pris la place de l'argent.
- 5Énergie des réactions chimiquesLa combustion d'une mole de méthane, soit 16 g, libère 890.8 kJ de chaleur : de quoi chauffer environ 2.7 litres d'eau de 20 °C à 100 °C.
- 6Vitesse des réactionsPour beaucoup de réactions, une hausse de température de 10 °C double à peu près la vitesse : voilà pourquoi les aliments se conservent plusieurs jours au réfrigérateur, mais s'abîment sur un plan de travail chaud.
Sources de ce cours (14)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 1.2 law of conservation of matter, 1.3 chemical change (rust, combustion, cooking and rotting)
- 4.1 balancing by inspection (CH4 + 2O2, 2H2O to 2H2 + O2, 2N2 + 5O2 to 2N2O5)
- 4.2 precipitation (PbI2 from KI and Pb(NO3)2, AgCl insoluble)
- redox (Na + Cl2, copper wire in silver nitrate)
- combustion, 5.1 specific heat of water 4.184 J/g °C, 5.3 enthalpy (ΔH < 0 exothermic; ΔHc CH4 −890.8, H2 −285.8, ethanol −1366.8, methanol −726.1 kJ/mol; 1.00 L isooctane 33,100 kJ; ozone formation endothermic)
- 12.2 factors affecting rates (sodium and iron in air, calcium and sodium in water, sawdust, rate roughly doubles per 10 °C, phosphorus in pure oxygen, air about 20% oxygen, H2O2 decomposition)
- 12.5 collision theory and Arrhenius equation (R = 8.314 J/mol/K, catalytic converters)
- 12.7 catalysis and enzymes
- NIST Chemistry WebBook methane ΔcH°gas −890.7 ± 0.4 kJ/mol (webbook.nist.gov)
- NIST CODATA Avogadro constant 6.022 140 76 × 10²³ mol⁻¹ exact (physics.nist.gov)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights (H 1.0080, C 12.011, N 14.007, O 15.999, Na 22.990, Ca 40.078, Fe 55.845, Sn 118.71; ciaaw.org)
- ACS International Historic Chemical Landmark, The Chemical Revolution of Antoine-Laurent Lavoisier (acs.org, Traité élémentaire de chimie 1789, quotation on conservation of mass)
- Lavoisier, memoir on the calcination of tin in closed vessels, Mémoires de l'Académie Royale des Sciences for 1774, published 1777 (via web.lemoyne.edu/giunta/classicalcs/lavoisier.html)
- PubChem sodium bicarbonate and acetic acid pages (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov).
Consulté le: 2026-10-17