Conservation de la masse
Brûle 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.
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Une bûche pèse quelques kilogrammes ; après combustion, ses cendres pèsent bien moins. Un clou laissé dehors s'alourdit en rouillant. Pendant des siècles, ces deux observations ont donné l'impression que la matière pouvait disparaître dans certaines réactions et apparaître dans d'autres. Elles cachent pourtant la même erreur : la balance ne pesait pas les gaz. Fumée et dioxyde de carbone quittent le feu, tandis que le dioxygène de l'air rejoint le fer.
Lavoisier et le récipient fermé
Cette règle porte aujourd'hui le nom de loi de conservation de la masse, ou de la matière : la quantité totale de matière ne subit aucun changement détectable lorsqu'une matière se transforme en une autre. Une équation équilibrée exprime cette même loi à l'échelle des atomes. Une réaction chimique ne crée ni ne détruit d'atomes : si les nombres d'atomes s'équilibrent, les masses s'équilibrent aussi.
Des atomes aux grammes
Pour passer d'une équation à des masses, les chimistes comptent en moles. Une mole contient 6.02214076 × 10²³ entités, nombre fixé exactement dans le Système international d'unités. La masse d'une mole d'une substance, appelée masse molaire, s'obtient en additionnant les masses atomiques de sa formule, en grammes. Avec les valeurs de l'UICPA, 1.008 pour l'hydrogène, 12.011 pour le carbone et 15.999 pour l'oxygène, le méthane CH₄ vaut 12.011 + 4 × 1.008 = 16.043 g par mole, O₂ vaut 31.998 g, CO₂ vaut 44.009 g et H₂O vaut 18.015 g.
Lis maintenant CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O en moles. Une mole de méthane, soit 16.043 g, réagit avec deux moles de dioxygène, soit 63.996 g, pour un total de 80.039 g. Les produits sont une mole de CO₂, soit 44.009 g, et deux moles d'eau, soit 36.030 g : le total est encore de 80.039 g. Déplace le curseur de quantité dans le laboratoire : les deux colonnes grandissent ensemble, sans jamais diverger.
Pourquoi les récipients ouverts semblent contredire la loi
Choisis le carbonate de calcium dans le laboratoire. Chauffés fortement, 100.09 g donnent 56.08 g d'oxyde de calcium et 44.01 g de dioxyde de carbone gazeux. Dans un récipient fermé, la balance indique 100.09 g à la fin. Couvercle ouvert, le gaz s'échappe et la balance n'indique plus que 56.08 g. Le bicarbonate et le vinaigre se comportent de la même façon : la masse des bulles de dioxyde de carbone est perdue. L'étain fait l'inverse : dans un récipient ouvert, il capte le dioxygène de l'air et le solide gagne de la masse, exactement ce que Lavoisier a mesuré. Dans chaque cas, la masse manquante ou supplémentaire est un gaz, et tous les atomes sont comptabilisés.
- Quelle est la masse molaire de l'eau, H₂O, à une décimale près ?
- 16.04 g de méthane brûlent dans 64.00 g de dioxygène. Quelle est la masse totale des produits, en grammes ?
- Le chauffage de 100.09 g de CaCO₃ donne 56.08 g de CaO. Combien de grammes de CO₂ se forment ?
- Pourquoi les cendres d'une bûche sont-elles plus légères ?
- Des gaz comme le CO₂ s'échappent dans l'air
- Le feu détruit la masse
- La chaleur a une masse négative
- Les cendres sont faites de nouveaux atomes
- Chauffé dans un récipient ouvert, l'étain gagne de la masse parce que…
- Il se combine au dioxygène de l'air
- La chaleur ajoute de la masse
- Les atomes d'étain se divisent
- De l'eau s'y condense
- En quelle année le Traité élémentaire de chimie de Lavoisier a-t-il été publié ?
- Combien d'entités contient une mole ?
- 6.02214076 × 10²³
- 1,000
- 6.02 × 10¹⁰
- 100
- 2 mol de H₂ réagissent complètement avec O₂ (2H₂ + O₂ → 2H₂O). Quelle masse d'eau se forme, en grammes environ ?
- Du bicarbonate réagit avec du vinaigre dans un verre ouvert. Ensuite, la balance indique une masse…
- Plus faible, car le CO₂ s'échappe
- Plus élevée, car la mousse est lourde
- Exactement identique
- Nulle
- La masse totale est la même avant et après une réaction (Lavoisier, 1789).
- Masse molaire = somme des masses atomiques en grammes ; une mole contient 6.02214076 × 10²³ entités.
- Un récipient ouvert perd ou gagne des gaz : la balance change, mais les atomes sont conservés.
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