PARTIE_3._Les_reactions_chimiques - icampus

BLOC 1-UE S1 410
Cours de chimie et didactique
Partie 3. Les réactions chimiques
1
2
3
4
6
7
APPROCHE QUALITATIVE DE LA REACTION CHIMIQUE ...................................................................... 2
1.1
Programmes et difficultés des élèves .........................................................................................................................2
1.2
Classement des phénomènes ..........................................................................................................................................4
1.3
Les phénomènes chimiques ............................................................................................................................................6
1.4
Les niveaux de savoirs .......................................................................................................................................................8
1.5
Réaction chimique et équation chimique.............................................................................................................. 10
1.6
Une histoire pleine de rebondissements ................................................................................................................ 20
1.7
Réactions de dissociation et de neutralisation ................................................................................................... 25
1.8
Approche systémique d’une réaction chimique.................................................................................................. 30
APPROCHE QUANTITATIVE DE LA RÉACTION CHIMIQUE................................................................ 31
2.1
Concentration des solutions ........................................................................................................................................ 31
2.2
Grandeurs utiles pour l’étude quantitative .......................................................................................................... 32
2.3
La mole, quantité de matière ...................................................................................................................................... 35
2.4
Masse molaire .................................................................................................................................................................... 36
2.5
Volume molaire des gaz ................................................................................................................................................ 37
2.6
Problèmes stœchiométriques ..................................................................................................................................... 41
EXERCICES ......................................................................................................................................................... 47
3.1
Les solutions aqueuses ................................................................................................................................................... 47
3.2
Utilisation du vocabulaire adéquat ......................................................................................................................... 48
3.3
Caractérisation de phénomènes… ............................................................................................................................ 51
3.4
Maitrise de la nomenclature ....................................................................................................................................... 54
3.5
Classement de phénomènes ......................................................................................................................................... 55
3.6
Approche qualitative des phénomènes chimiques ............................................................................................ 57
3.8
Préparation de solutions .............................................................................................................................................. 59
3.9
Modélisation de solutions ............................................................................................................................................. 60
3.10 Calculs de grandeurs ...................................................................................................................................................... 62
3.11 Calculer la quantité de produits formés ................................................................................................................ 64
3.12 Calculer la quantité de réactifs nécessaire........................................................................................................... 65
3.13 S’entraîner encore un peu… ........................................................................................................................................ 67
TACHES ISSUES D’EXAMENS........................................................................................................................ 69
SYNTHESE .......................................................................................................................................................... 75
A SAUVEGARDER............................................................................................................................................. 77
7.1
PREREQUIS  .................................................................................................................................................................... 77
7.2
Objectifs spécifiques à ce chapitre............................................................................................................................ 78
Didactique,
Très important,
Partie 3 –La réaction chimique
Laboratoire,
Exercice,
Pour info
Page 1
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1 APPROCHE QUALITATIVE DE LA REACTION CHIMIQUE
1.1 Programmes et difficultés des élèves
Dans ce chapitre, nous allons aborder la notion de réaction chimique : approche qualitative et
quantitative. Commençons par la découverte des référentiels de compétences et des difficultés
des élèves afin de développer des stratégies efficaces.
Référentiels de compétences :
1. Observer les référentiels de Transition Générale à propos de
la réaction chimique.
Relève en vert les points communs entre les référentiels de sciences
générale (5h) et en sciences de base (3h). Identifie en rouge, les
différences.
ICAMPUS :
B1_S410 Didactique :
Aster
13
réaction
chimique
2. Lister les concepts à maitriser pour enseigner la réaction
chimique
Choix des approches didactiques : Lire le début de la revue ASTER 18, de la page 1 à 7 sur
Icampus dans la partie didactique et lister les difficultés des élèves et des solutions
didactiques possibles.
Référentiel sciences de base
Partie 3 –La réaction chimique
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Référentiel Sciences générales
Partie 3 –La réaction chimique
Page 3
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1.2 Classement des phénomènes
1.2.1 Dissolution et transformation chimique
Laboratoire n°8 Mélange ou réaction chimique
Après avoir expérimenté, formulé des hypothèses, vérifié ces hypothèses, on peut
CONCEPTUALISER: produire un concept, faire abstraction de la réalité pour concevoir un
phénomène plus général.
1.2.2 La dissolution, un phénomène physique
Au cours de laboratoire, vous avez réalisé une dissolution du sel. L’interaction entre le sel et
l’eau a produit un mélange incolore de saveur salée : une solution aqueuse de chlorure de sodium.
En ce cas, il y a eu une dissolution du sel dans l’eau. La vaporisation de ce mélange a permis de
séparer le sel et l’eau.
Mélange
Le tableau ci-dessous présente la composition et les propriétés d’un mélange au niveau
macroscopique et au niveau microscopique (niveau atomique, sub-microscopique)
Mélange
d’un point de vue macroscopique
du point de vue microscopique
Association de corps purs qui possède des propriétés
dépendant des corps qui le constituent et de leurs
proportions.
Association de particules de types différents.
Exemple : la solution de chlorure de cuivre II est une Exemple : la solution de chlorure de cuivre
solution translucide de couleur bleue dont l’intensité contient des ions de cuivre, des ions de chlorure
de la couleur dépend de la concentration du chlorure ainsi que des molécules d’eau.
de cuivre dans l’eau.
Figure 1: CuCl2 (NM)
Figure 2: CuCl2 aqueux (NM)
Une solution est donc un mélange homogène d'un soluté et d’un solvant. Le soluté est le corps
qui se trouve en plus petite quantité et le solvant est le corps qui se trouve en plus grande
quantité. On parle de solution aqueuse lorsque le solvant est de l’eau.
Le soluté peut être de différentes natures et plus ou moins soluble dans l’eau. Les
mécanismes de dissolution sont également variés : les molécules peuvent simplement se
dissocier en ions, peuvent réagir avec l’eau ou faire des liaisons intermoléculaires avec l’eau.
Ces mécanismes seront abordés plus en profondeur dans la partie 5 de ce cours.
Partie 3. La réaction chimique
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1.2.3 Les phénomènes physiques
Les phénomènes chimiques et physiques sont parfois difficiles à différencier car il est difficile
de saisir en quoi consiste la transformation que nous observons. Le sucre semble disparaitre
dans l’eau tout comme le calcaire semble disparaître dans le vinaigre. Pourtant, ce sont là des
phénomènes bien différents : le premier est une dissolution, un phénomène physique au même
titre que les changements d’état. Tandis que le second est un phénomène chimique.
Phénomène physique
d’un point de vue macroscopique
du point de vue microscopique
Transformation apparente de la matière sans qu’il y Association de particules sous une forme
ait de modification de sa nature.
différente de celle de départ mais sans
changement de leur nature.
Le corps possède toujours les mêmes propriétés
chimiques.
Exemple : les dissolutions, les mélanges et les Exemple : l’eau qui s’évapore est toujours de l’eau,
changements d’états
la glace est de l’eau sous forme solide…
Illustration : Miseur L., « Distinction phénomènes physiques et phénomènes chimiques », la
chimie.net (en ligne), http://www.lachimie.net/index.php?page=3#.WI-kpxh7QRE
Partie 3. La réaction chimique
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1.3 Les phénomènes chimiques
1.3.1 Définition provisoire de la transformation chimique
L’interaction entre le vinaigre et le calcaire a produit une effervescence de gaz carbonique
dans la solution. La vaporisation de cette solution a permis d’obtenir un solide blanc ne
réagissant pas : ce n’est donc plus le calcaire de départ.
Ce cas, il y a une transformation chimique : les matières de départ se sont transformés. Chaque
fois que des corps « disparaissent » et deviennent d'autres corps aux propriétés différentes
on dirait qu'il y a une transformation chimique. Les corps de départ s'appellent « réactifs » et
les corps obtenus « produits ». Pour identifier les corps et vérifier si les réactifs sont
différents des produits, les chimistes ont recours à des textes d’identification.
transformation chimique et réaction chimique
D’un
point
de
vue
macroscopique
: Du point de vue atomique : réaction chimique
transformation chimique
Une
transformation
chimique
est
un La réaction chimique se réalise à l’échelle
phénomène au cours duquel des corps purs se microscopique par un réarrangement des
transforment en d’autres corps purs, chaque atomes qui constituent les corps purs.
corps
pur
étant
caractérisé
par
ses
propriétés propres. Cela se remarque, par
exemple, par un changement de couleur,
l’apparition d’un gaz ou d’un solide.
Exemple : apparition d’une substance gazeuse Exemple : certains atomes d’hydrogène de
lors de la réaction du magnésium avec l’acide l’acide se détachent des atomes d’oxygène
chlorhydrique.
pour former du dihydrogène. Les atomes de
chlore
s’assemblent
aux
atomes
magnésium.
Figure 3: réaction Mg HCl (NM)
Figure 4: réaction Mg HCl (NM)
Partie 3. La réaction chimique
Page 6
de
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1.3.2 Une proposition de définition de la chimie
Qu'est-ce qui distingue la physique de la chimie ? La différence n'est pas toujours nette, mais on
peut définir un phénomène chimique comme un changement de composition de la matière. La
physique est alors complémentaire de la chimie : tout phénomène qui n'est pas chimique est
physique. Mais cette définition est floue, peu claire, et présente des contradictions. Eclaircissons
tout ça.
Exemple 1. Si de l'eau bout, elle change d'état (de l'état liquide à l'état gazeux) mais ne change pas
de composition : il s'agit d'un phénomène physique.
Exemple 2. Si une allumette brûle, le bois se transforme en charbon (carbone graphite) : il y a
transformation, il s'agit donc d'un phénomène chimique.
En anticipant, nous dirons qu'à l'échelle moléculaire, une réaction chimique se traduit par une
modification des molécules qui composent le mélange initial. Plus précisément, il se produit une ou
plusieurs ruptures de liaisons entre atomes, suivie de la recombinaison des atomes pour former
d'autres molécules.
Une définition plus précise : il y a phénomène chimique si il y a réaction chimique, et il y a réaction
chimique si il y a rupture de liaison.
L'ambiguïté qui existe dans la définition de la chimie réside dans la notion de liaison chimique. En
effet, de nombreux types de liaisons chimiques existent. Les deux plus courantes sont la liaison
ionique, la liaison covalente deux modèles extrêmes, ainsi que la liaison hybride de ces deux liaisons
appelée liaison iono-covalente. Dans ces deux cas, pas d'ambiguïté, ce sont des liaisons de forte
énergie, mais il existe aussi les liaisons dites liaisons faibles :

liaison par interactions électrostatiques dipolaires de type Van der Waals,

liaison hydrogène,
Le problème est que ces liaisons ne peuvent être considérées comme des liaisons chimiques, car
ce sont ces liaisons qui, par exemple, se rompent lorsque l'eau passe de l'état liquide à l'état gazeux.
Il faut donc fixer une limite dans la définition de cette rupture de liaison : un critère énergétique.
L'énergie de liaison d'une liaison hydrogène est de l'ordre de 20 à 30 kJ / mol. Une liaison entre
Partie 3. La réaction chimique
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deux atomes de carbone est de l'ordre de 430 kJ / mol. On considérera qu'une liaison est une liaison
chimique lorsque celle-ci sera supérieure à 50 kJ / mol.
Une définition correcte d'une réaction chimique devient : une réaction chimique résulte de la
recombinaison d'atomes liés initialement par une énergie d'au moins 50 kJ / mol.
Remarque. On peut encore aller plus loin dans les précisions et constater qu'il n'existe pas de
définition exacte d'une réaction chimique.
1.4 Les niveaux de savoirs
D’après les recherches en didactique il apparaît que le « modèle des trois niveaux de
savoirs » pourrait avoir une incidence favorable sur l’apprentissage et la compréhension en
profondeur de la chimie à condition toutefois que ces niveaux de savoir soient explicités aux
élèves. En outre ce modèle des trois niveaux de savoir constitue une pierre angulaire de la
didactique de cette discipline comme nous tenterons de le montrer à plusieurs reprises pour
chacun des niveaux de savoir et pour les interactions qu’ils entretiennent entre eux.
« Ces trois niveaux de savoir trouvent une origine dans l’épistémologie de la chimie. Car
premièrement, comme l’indique Barlet (1999) « La chimie, en tant qu’activité expérimentale se perd
dans la nuit des temps […] le champ expérimental de la chimie est très vaste. Les nouvelles réactions
comme les nouveaux produits quotidiens ou industriels (alimentation, hygiène, matériaux,
médicaments, engrais…) sont chaque jour plus nombreux. » Deuxièmement, la modélisation pour
décrire la diversité des espèces et interpréter les phénomènes en chimie a toujours constitué et
constitue encore l’un des principaux outils de développement de la connaissance en chimie (Gilbert,
1993). Il suffit pour s’en convaincre de penser aux très nombreux modèles qui jalonnent
l’enseignement de cette discipline dans tous les domaines (les modèles atomiques, le modèle de la
réaction, les modèles des liaisons chimiques…, pour ne citer que ceux-là). Troisièmement, de tout
temps, les chimistes, et même avant eux, les alchimistes, ont eu recours à l’écriture symbolique pour
représenter la matière et les phénomènes. L’utilisation d’un langage symbolique standardisé est
incontournable pour communiquer entre chimistes. En effet, « les chimistes utilisent les
représentations pour comprendre et manipuler les molécules parce que les molécules et leurs
propriétés ne sont pas disponibles à la perception directe. » (Kozma et al., 2000, p.106, cité par
Pekdag et Le Maréchal (2006). » M. Houart.
Partie 3. La réaction chimique
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Les niveaux de savoirs en chimie
Les phénomènes peuvent être étudiés selon trois niveaux d’observation :
Le niveau macroscopique
Le niveau microscopique
Le niveau symbolique
De M. Houart
Partie 3. La réaction chimique
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1.5 Réaction chimique et équation chimique
1.5.1 Equation chimique
Pour communiquer, les chimistes utilisent un ensemble de symboles représentant les éléments
chimiques, les molécules (formules moléculaires). Il en est de même pour les réactions
chimiques : elles sont représentées par des équations chimiques.
Une équation chimique représente la transformation des substances au cours de la
réaction.

la flèche "" représente la transformation,

les formules moléculaires inscrites à gauche de la flèche représentent les réactifs,

les formules moléculaires inscrites à droite de la flèche représentent les produits c'està-dire, les substances fabriquées, synthétisées.

le nombre en indice dans une formule moléculaire, derrière le symbole d’un élément
indique le nombre d’atomes de cet élément présent dans cette molécule : c’est l’indice
Mg + HCl

MgCl2 + H2
Indice 2 :
2 atomes de Cl dans la
molécule MgCl2 (micro)
ou
2 fois plus de chlore que
Réactifs
Produits
de magnésium dans la
substance chlorure de
sodium (macro)
L’équation chimique est une représentation simplifiée d’une ou d’un ensemble de réactions
chimique. Le modèle présenté ici est encore incomplet, il va être remis en question par les
expériences qui suivent.
Partie 3. La réaction chimique
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1.5.2 Loi de la conservation de la masse
Pour comprendre les mécanismes d’une transformation chimique, rien de tel que de partir de
l’observation. Nous avons constaté que lors d’une transformation des réactifs, ceux-ci changent
de nature, on peut par exemple le remarquer par l’apparition d’un gaz, un changement de couleur
et plus généralement par l’apparition de produits dont les propriétés sont différentes de celles
des réactifs. Par ailleurs, la transformation chimique peut être étudiée d’un point de vue
quantitatif : lorsque des réactifs entrent en réaction, que peut-on mesurer ? Avec les
instruments adéquats, on pourrait mesurer la vitesse à laquelle elle se déroule, l’évolution
éventuelle de la température ou encore de la masse.
Laboratoire n°11 : Etude quantitative des transformations chimiques
Les expériences précédentes nous amènent à formuler une loi scientifique.
La loi de la conservation de la masse en chimie
« Lors de la transformation chimique se déroulant dans un système isolé, la masse totale du
système demeure constante ».
Une loi scientifique exprime une relation nécessaire entre les
composants d’un phénomène, elle s’exprime souvent par des
Pour info : la loi de
relations mathématiques. Ainsi, on peut calculer des grandeurs
conservation de la masse est
quand on en a mesuré d’autres. Par exemple, connaissant la masse
une des manifestations d’un
des réactifs mis en présence, le chimiste peut prévoir la quantité
principe plus général, le
de produits formés.
principe de conservation de
la matière. Celui-ci a trouvé
D’un point de vue moléculaire et atomique, cette conservation de la
ses limites avec les travaux
masse se traduit, au niveau microscopique, par une conservation du
d’Albert Einstein et est
nombre d’atomes de chaque élément chimique. Ainsi, lors d’une
actuellement englobé dans
réaction chimique, les molécules de réactifs se réarrangent pour
le principe de conservation
former des molécules de produits sans aucune disparition ou
de l’énergie.
apparition d’atome.
Partie 3. La réaction chimique
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Nouvelle définition de la transformation chimique
On peut définir la transformation chimique (d’un point de vue macroscopique) :
Une transformation chimique est un phénomène au cours duquel des corps purs se transforment
en d’autres corps purs, chaque corps pur étant caractérisé par ses propriétés propres. La masse
totale du système fermé est constante au cours de l’évolution du système.
Et la réaction chimique (d’un point de vue microscopique, au niveau des atomes et molécules) :
La réaction chimique se réalise à l’échelle microscopique par un réarrangement des atomes qui
constituent les molécules. Le nombre d’atome de chaque élément de varie pas au cours de la
réaction.
La réaction chimique est donc un réarrangement des atomes dans lequel des liaisons se
sont brisées et/ou d’autres liaisons se sont formées. On ne peut pas observer directement ce
type de changement. Quelles sont les indices à chercher pour décider s’il y a eu réaction ou
non ? La liste suivante, tout en étant pas complète, pointe quelques-uns des indices les plus
faciles à observer.

Formation d’un précipité. Lorsqu’il y a formation d’un précipité, il a du se créer de
nouvelles liaisons suffisamment fortes pour ne pas être rompues par des réactions sur
d’autres substances chimiques présentes.

Dégagement d’un gaz. Ceci doit vouloir dire, comme précédemment, que de nouvelles
liaisons se sont formées et/ou que des liaisons se sont brisées pour produire une
substance qui n’était pas présente auparavant.

Changement de couleur. La plupart des changements de couleur proviennent du fait que
les électrons subissent une variation d’énergie. Ces variations d’énergie dépendent de
l’entourage des électrons qui est fonction des changements dans les liaisons.

Dégagement ou absorption de chaleur. La rupture des liaisons requiert de l’énergie ; la
formation de liaison libère de l’énergie. Il arrive souvent que ces énergies ne sont pas
égales et que la réaction globale et endothermique ou exothermique.
Partie 3. La réaction chimique
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1.5.3 Les niveaux de savoirs et les phénomènes chimiques
Les phénomènes peuvent être étudiés selon trois niveaux d’observation :
Le niveau macroscopique : les transformations chimiques
Le niveau microscopique : les réactions chimiques
Le niveau symbolique : les équations chimiques
Monde perceptible
Mode de
Niveau
phénoménologique,
Domaine concret
représentation
macroscopique
Expériences







TRANSFORMATION
CHIMIQUE
Observations, Mesures
l
expérience
film
photo
schéma
graphique
tableau
…
Monde reconstruit
Domaine abstrait
Modélisation
Niveau
moléculaire,
microscopique
Réaction chimique
atome, molécule,
Mode de
conditions…
représentation
 iconique
diversité
des
modèles
Niveau
symbolique
Equation
chimique
Mode de
représentation
 symbolique
o chimique
 langage naturel
 langage naturel
Partie 3. La réaction chimique
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1.5.4 Pondération d’une équation chimique
Pour communiquer, les chimistes utilisent un ensemble de symboles représentant les atomes,
les molécules (formules moléculaires). Il en est de même pour les réactions chimiques : elles
sont représentées par des équations chimiques. Livre Hill p 98
Exemple de la réaction de la craie avec l’acide chlorhydrique
Les molécules de carbonate de calcium et d’acide chlorhydrique se réarrangent pour former
de nouvelles molécules de chlorure de calcium, de dioxyde de carbone et d’eau.
L’équation de la réaction entre la craie (carbonate de calcium) et l’acide chlorhydrique s’écrit.
CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + CO2 + H2O
Elle se lit :
« Une molécule de carbonate de calcium réagit avec deux molécules d’acide chlorhydrique
pour se transformer en une molécule de chlorure de calcium, une molécule de dioxyde de
carbone et une molécule d’eau. »
Généralisation
Une équation chimique représente la transformation des substances au cours de la réaction
tout en mettant en évidence la conservation de la matière (du nombre d’atomes).
Afin de tenir compte de la conservation de la matière et donc du nombre de chaque atome, on
place devant les molécules un coefficient représentant le nombre de molécules impliquées dans
la réaction. Cette action s’appelle « Pondérer une équation ».

le nombre devant une formule moléculaire indique le nombre de cette molécule
participant à la réaction : c’est le coefficient

le nombre en indice dans une formule moléculaire, derrière le symbole d’un élément
indique le nombre d’atomes de cet élément présent dans cette molécule : c’est l’indice
Coefficient 2 :
2 molécules
d’HCl pour 1
molécule de
CaCO3)
CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + CO2 + H2O
Partie 3. La réaction chimique
Indice 2 : 2
atomes de H
dans
2O
PageH14
BLOC 1-UE S1 410
Techniques de pondération
Pondérer une équation chimique consiste à ajuster le coefficient des espèces chimiques
composant les réactifs et les produits dans l’équation de la réaction étudiée. En effet, lorsqu'on
considère une transformation chimique, on le fait d'un point de vue qualitatif : on sait que tels
et tels réactifs ont réagi pour former tels et tels produits. Mais le principe de conservation de
la matière « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » impose de pondérer les deux
membres de l’équation pour qu'elle soit correcte. Il existe plusieurs méthodes pour réaliser la
pondération d’une équation. En France, le verbe « équilibrer » une équation est souvent utilisé,
en <Belgique, on utilise l’expression pondérer une équation afin de ne pas créer de confusion
avec l’équilibre chimique.
Méthode par tâtonnement
Ainsi, on considère l'exemple de la dégradation de la molécule du glucose dans l'organisme,
équation très courante. D'un point de vue qualitatif, elle s'écrit :
C6H12O6 + O2  CO2 + H2O
Mais si l'on recompte le nombre d’atomes de chaque élément mis en jeu de part et d'autre de
l'équation, on s'aperçoit par exemple qu'il y a 12 atomes d'hydrogène dans les réactifs, et que
seulement 2 atomes d'hydrogène sont formées, soit 6 fois moins.
Il va donc falloir appliquer des coéfficients stœchiométriques aux réactifs et aux produits
pour parvenir à une égalité du nombre d’atomes de chaque élément chimique. Tout d'abord,
comme il y a 6 fois plus d'hydrogène à gauche de l'équation qu'à droite, il faut pour compenser
ce déficit ajouter le coefficient 6 à la molécule d'eau , ce qui va donner :
C6H12O6 + O2  CO2 + 6 H2O
De même, il y a 6 atomes de carbone (C) à gauche pour un à droite ; on va donc ajouter le
coefficient 6 au dioxyde de carbone : C6H12O6 + O2  6 CO2 + 6 H2O
Enfin, il faut pondérer l'oxygène (O), 18 atomes à droite et 8 à gauche : il va donc falloir en
ajouter 10 au membre de gauche ; pour cela, on ajoute 6 au dioxygène , ce qui revient au même.
On obtient finalement l'équation équilibrée : C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6 H2O
Stratégie : il faut partir des espèces chimiques apparaissant le moins souvent dans la réaction.
Important : il ne faut surtout pas modifier la formule chimique des entités de la réaction.
Partie 3. La réaction chimique
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Méthode algébrique
L'équilibrage d'une équation chimique par la méthode algébrique désigne le fait d'attribuer les
coefficients stœchiométriques des réactifs et produits par un système d'équations.
La méthode est la suivante :
On pose d'abord l'équation : C6H12O6 + O2  CO2 + H2O
Puis on porte une variable algébrique sur chaque réactif ou produit :
a C6H12O6 + b O2  c CO2 + d H2O
On exprime le nombre d'atomes de nature différente en termes d'équations algébriques :
1. pour C : 6a = c
2. pour H : 12a = 2d
3. pour O: 6a + 2b = 2c + d
On pose une valeur arbitraire pour une des variables, ce qui permettra de résoudre le système
d'équations. Ainsi, a = 1 :
En 1 :
En 2 :
En 3 :
6a = c
12a = 2d
6a + 2b = 2c + d
6.1 = c
12.1 = 2d
6.1 + 2b = 2.6 + 6
c=6
d=6
2b = 12
b=6
On peut récrire l'équation avec les valeurs trouvées. Si une ou plus d'une de ces valeurs était
fractionnaire, il aurait fallu ajouter une autre étape en mettant les valeurs sur un dénominateur
commun puis multiplier les réactifs et produits par ce dénominateur commun.
On écrira donc :
C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6 H2O
Exercices livre p 142 : 13 à 16 + exercices syllabus 1, 2, 3
Partie 3. La réaction chimique
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1.5.5 Modèle des réactions chimiques de la photosynthèse
Échanges gazeux de la plante avec son environnement
1. La plante absorbe... Rappelle la formule chimique des différentes substances absorbées
par la plante pour se nourrir.
2. La plante fabrique... Rappelle le nom d'une des substances élaborées par la plante et qui
constitue sa réserve énergétique.
3. La plante rejette... Rappelle la formule chimique des substances rejetées par la plante
suite à la photosynthèse.
Grâce à l'énergie lumineuse captée par la chlorophylle (= pigment foliaire) et à partir de certaines
substances minérales (puisées dans le sol et dans l'air), les plantes vertes synthétisent de
nombreuses substances organiques, dont le glucose (sucre simple de formule C6H12O6) qui est
stocké sous forme d'amidon.
Lumière ( = énergie)
Dioxyde de carbone + eau + sels minéraux
(En faibles quantité)
matière organique + oxygène
(Glucose essentiellement)
En présence de chlorophylle (qui n'est pas consommée lors de la photosynthèse)
1. Propose une équation rendant compte de manière globale de la synthèse du glucose à
partir du dioxyde de carbone et de l’eau. Pondère l’équation.
2. Rappelle les différents facteurs qui influencent ce phénomène chimique et justifie à
l'aide de l'équation chimique que tu as écrite ci-dessus.
Les facteurs influençant la photosynthèse.
Le taux normal de dioxyde de carbone de l'air, 0,03 %, est très loin de l'optimum et, dans la
nature, les plantes vivent dans des conditions d'alimentation en carbone très inférieures à celles
qui pourraient être utilisées par elles en plein rendement. L'élévation de la teneur en CO 2 de
l'atmosphère est donc bénéfique jusqu'à un taux de 5 à 6 %. Cette observation utilisée dans
certaines serres, dont on enrichit artificiellement l'air en CO2 pour augmenter le rendement.
La présence de lumière est primordiale. Des expériences faites dans des conditions identiques,
l'une à la lumière, l'autre à l'obscurité, donnent des résultats très nets ; sans lumière, l'intensité
de la photosynthèse reste nulle, puis elle augmente en fonction de l'éclairement.
Chapitre 8
© De Boeck Ed.
17
BLOC 1-UE S1 410
En réalité, on devrait écrire
12 H2O + 6 CO2

C6H12O6 + 6 O2 + 6 H2O
Lumière
Les scientifiques ont pu mettre en évidence que les atomes d'oxygène libérés sous forme
d'O2 proviennent de 6 molécules d'H2O des réactifs ; ce sont les atomes d'oxygène du
CO2 que l'on retrouve dans le glucose.
Chapitre 8
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18
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1.5.6 Modèle des réactions chimiques de la respiration
La respiration est un phénomène cellulaire très important chez tous les êtres vivants. Il
s’agit d’un ensemble des réactions chimiques qui s’enchaînent pour transformer l’énergie
chimique stockée dans le glucose en énergie assimilable par les cellules. C'est ensemble
de réactions chimiques assez complexes est souvent représenté par une seule équation
chimique qu'on appelle une équation-bilan de la respiration cellulaire. Elle représente la
dégradation du glucose en présence d’oxygène s’accompagnant d’une production de
dioxyde de carbone et d’eau.
1. Ecris l'équation-bilan de la respiration et pondère-la.
2. Rappelle les différents facteurs qui influencent ce phénomène chimique et justifie à
l'aide de l'équation chimique que tu as écrite ci-dessus.
Contrairement à ce que pourrait laisser penser une comparaison des équations chimiques,
la photosynthèse et la respiration ne sont pas des phénomènes inverses.
Facteurs influençant la respiration.
Comme les animaux, les plantes respirent. C'est par toute la surface que la plante échange
des gaz avec l'extérieur mais, naturellement, les feuilles sont des organes privilégiés,
c'est au niveau des stomates que ces échanges sont les plus importants. Si les tiges et les
feuilles respirent activement, les racines ont, elles aussi, besoin d'oxygène, et un sol trop
compact ou inondé, ne permettant pas le renouvellement de l'air ou trop riche en dioxyde
de carbone est nuisible à la plante. La température joue également un rôle important dans
la respiration ; l'intensité respiratoire, faible à 0°c augmente progressivement jusqu'aux
environs de 45°C et diminue ensuite brusquement pour des températures plus élevées.
La teneur en eau des tissus peut, si elle est trop faible, diminuer fortement la respiration.
Par ailleurs, on peut trouver des variations notables d'une espèce à l'autre et même au
cours d'un cycle végétatif : la germination et la floraison correspondent, par exemple, à
des périodes de respiration intense.
Cette réaction chimique permet un dégagement d'énergie. La plante utilise cette énergie
pour effectuer d'autres réactions chimiques.
Chapitre 8
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1.6 Une histoire pleine de rebondissements
1.6.1 Avant Lavoisier
Anaxagore (500 – 428 av. J.-C.), est un philosophe grec de
l’Antiquité, il fait l’hypothèse qu'être et matière ne se produisent
ni ne se créent, mais se transforment. Il sera à l'origine de la
citation : « Rien ne naît ni ne périt, mais des choses déjà existantes
se combinent, puis se séparent de nouveau »,
reprise plus tard par Lavoisier, à travers la
phrase bien connue « Rien ne se perd, rien ne se
Figure
5:Démocrite
(460-470
av
J.C)
« Tout change, rien
ne périt ; le souffle vital
circule, il va de ci de là et
il prend possession à son
gré des créatures les
plus différentes ; des
corps des bêtes il passe
dans celui des hommes,
crée, tout se transforme ». En outre, Selon le
du nôtre dans celui des
philosophe, toute la matière se trouve sous
bêtes ; mais il ne meurt
forme d’atomes, particules infiniment petites.
jamais. » Ovide,
Tous les corps, qu’ils soient en or ou en fer, sont
Métamorphoses XV, 165,
donc composés du même matériau, bref, sont de
l’an 1
http://influencesdess
simples agrégats d’atomes. Cette théorie mène
avantsgrecs.e-
ensuite à l’élaboration de la théorie atomique de Démocrite.
monsite.com
Plus tard, on retrouve dans les écrits d’Ovide, l’expression suivante :
« Omnia mutantur ; nil interit » , tout change, rien ne périt
[Métamorphoses XV, 165]. L’idée de la conservation de la matière
dans l’Univers est bien antérieure à Lavoisier. Toutefois, Lavoisier
en fait le levier principal de sa pratique expérimentale.
Figure 6: Ovide ( 43 av J.C-17 ap
J.C)
http://lewebpedagogique.com
Chapitre 8
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1.6.2 La révolution chimique d’Antoine-Laurent de Lavoisier (17431794)
Lavoisier aurait-il révolutionné la chimie avec la balance ? La balance
existait déjà dans les laboratoires de chimie mais elle ne devint
l’instrument essentiel des recherches expérimentales que vers 1770
quand on commença à étudier les gaz. Les chimistes de l’époque
mobilisent le savoir-faire et l’ingéniosité des artisans de leur pays
pour obtenir des balances de plus en plus précises et perfectionnées.
La balance de Lavoisier n’apporte pas simplement un gain de précision
dans les mesures expérimentales ; elle est juge de tous les débats
théoriques et elle prend toute son importance dans le cadre d’un
Figure 7. Balance à plateau
programme méthodique de recherche. Sur chaque sujet abordé, Lavoisier fait un
inventaire systématique des publications françaises et étrangères. Il met à jour des
incertitudes ou des contradictions et conçoit des expériences à effectuer pour tirer ces
faits au clair. Avec ses balances, il transforme la méthode expérimentale : il pèse avant
et après l’expérience, il pèse tout.
" Car rien ne se crée, ni dans les opérations de l'Art, ni dans celles de la Nature, et l'on peut en
principe poser que dans toute opération, il y a une égale quantité de matière avant et après
l'opération, que la qualité et la quantité des principes est la même, et qu'il n'y a que des
changements, des modifications. " Antoine-Laurent de Lavoisier, XVIIe s.
Par ailleurs, Antoine-Laurent de Lavoisier apporte une vision nouvelle
de la matière, il remet en cause la théorie des 4 éléments encore
très présente dans les esprits scientifiques du XVIIIe s. Il a, entre
autres, prouvé que l’eau ne pouvait être considérée comme un élément
« L’eau n’est
pas une substance
simple, elle est
composée…d’air
en réalisant devant témoin une expérience reproductible de
inflammable et d’air
décomposition de l’eau en oxygène et en hydrogène.
vital » Antoine-Laurent
de Lavoisier
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1.6.3 L’analyse de l’air par Lavoisier (1774)
1- La vie et l’oeuvre de Lavoisier
En 1764, Lavoisier vient de terminer ses études de droit, avec le titre d’avocat au
Parlement. Il a 21 ans, mais il n’en reste pas là. Il suit, en effet, les cours de Physique
expérimentale de l’abbé Nollet et les leçons de Chimie de l’apothicaire Guillaume Rouelle,
rue Jacob à Paris. Il est admis à l’Académie Royale des Sciences à 25 ans, et il a 31 ans
lorsqu’il met au point sa célèbre expérience sur la composition de l’air. Plus tard, il
s’intéresse aux problèmes de la respiration, à la fabrication des poudres, à la géologie. En
1793, il participe à la détermination du kilogramme étalon.
Mais, le 28 novembre 1793, le gouvernement révolutionnaire décrète l’emprisonnement
de tous les fermiers généraux.
Cette charge, que Lavoisier occupait depuis 1768, devait lui être fatale: il mourut sur la
guillotine, le 8 mai 1794.
2 - L’expérience de Lavoisier
Le dispositif utilisé par Lavoisier pour réaliser l’analyse de l’air est schématisé cidessous
cornue
cloche graduée
parcelles
mercur
niveau 2
niveau 1
cuve à mercure
support
fourneau
Lavoisier avait placé dans une cornue une masse m1 de mercure ( Hg ) ; bien entendu,
un volume d’air V, connu lui aussi, était enfermé avec le mercure à l’intérieur du dispositif.
Il chauffa le mercure et le maintint à l’ébullition pendant douze jours!
Il observa:
 la formation de parcelles solides rouges à la surface du mercure, parcelles qui
étaient apparues au deuxième jour et qui devinrent de plus en plus nombreuses et
larges;
Chapitre 8
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 l’ascension du mercure de la cuve à l’intérieur de la cloche. Le mercure s’éleva au
cours de l’expérience du niveau 1 au niveau 2.
Laissons Lavoisier raconter les opérations: « ... Les choses ainsi préparées, j’ai allumé
du feu dans le fourneau et je l’ai entretenu presque continuellement pendant douze jours
de manière que le mercure fût échauffé jusqu’au degré nécessaire pour le faire bouillir
.Il ne s’est rien passé de remarquable pendant le tout premier jour...
Le second jour, j’ai commencé à voir nager, sur la surface du mercure, de petites parcelles
rouges qui, pendant 4 ou 5 jours, ont augmenté en nombre et en volume, après quoi elles
ont cessé de grossir et sont restées absolument dans le même état. Au bout de douze
jours, voyant que la calcination du mercure ne faisait plus aucun progrès, j’ai éteint le feu
et j’ai laissé refroidir les vaisseaux. Le volume de l’air contenu (...) était avant l’opération
de 50 pouces cubiques. Lorsque l’opération a été finie, ce même volume à pression et
température égales ( c’est à dire dans les mêmes conditions qu’au départ) ne s’est plus
trouvé que de 42 à 43 pouces. »
Lavoisier pensa que ces parcelles rouges ( rouille de mercure ) résultaient d’une
réaction chimique entre le mercure et un constituant « actif » de l’air.
Mais, Lavoisier ne s’en tint pas là. Il vérifia d’abord que le gaz restant n’entretenait
pas la respiration des êtres vivant, qu’il éteignait toute combustion et qu’il était incapable
de provoquer la « rouille du mercure ».
Reportons nous encore au texte de Lavoisier:
« L’air qui restait après cette opération et qui avait été réduit aux cinq sixième de son
volume initial par la calcination du mercure n’était plus propre à la respiration ni à la
combustion; car les animaux qu’on y introduisait y périssaient en peu d’instants et les
lumières s’y éteignaient sur-le-champ comme si on les eût plongées dans de l’eau. »
Il effectua alors une deuxième expérience en s’intéressant à la rouille du mercure
formée par le chauffage de ce métal.
Il pesa le mercure restant ( masse m2 ) et la « rouille » obtenue ( masse m3 ). Il constata
que la masse de cette « rouille » était supérieure à la masse de mercure disparu:
m3
> m1 - m2
Il pensa donc que l’air « manquant » s’était fixé sur le mercure pour former les parcelles
rouges. Pour confirmer cette hypothèse, il chauffa fortement ces parcelles dans une
cornue et constata qu’elles disparaissaient en donnant naissance à du mercure ( dont la
masse était égale à la masse m1 - m2 du mercure précédemment disparu) et à un gaz dont
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le volume était égal au volume de l’air manquant et qui avait les propriétés de permettre
la respiration des êtres vivants, d’activer les combustions et de « rouiller le mercure »
Laissons encore la parole à Lavoisier: « D’un autre côté, j’ai pris les 45 grains ( le grain
est une unité de mesure de l’époque ) de matière rouge (...), je les ai introduits dans une
petite cornue de verre à laquelle était adapté un appareil propre à recevoir les produits
liquides et aériformes qui pourraient se séparer; ayant allumé du feu dans le fourneau, j’ai
observé qu’à mesure que la matière rouge était chauffée, sa couleur augmentait
d’intensité. Lorsqu’ensuite, la cornue a approché de l’incandescence, la matière rouge a
commencé à perdre peu à peu de son volume et, en quelques minutes, elle a entièrement
disparu; en même temps, il s’est condensé dans le petit récipient 41 grains et demi de
mercure coulant et il a passé sous la cloche 7 à 8 pouces cubiques d’un fluide élastique
beaucoup plus propre que l’air de l’atmosphère à entretenir les combustions et la
respiration des animaux...
Travail à réaliser à domicile
1) Que prouve l’ascension du mercure dans la cuve lors de l’expérience de « calcination »
du mercure?
2) a) Comment Lavoisier identifia-t-il le gaz restant dans la cloche graduée à la fin de
l’expérience?
b) Quel est le nom actuel de ce gaz, quelle est sa formule?
3) a) Quel est le gaz correspondant à « l’air manquant » identifié lors de la deuxième
réaction?
b) Quel est le nom actuel de ce gaz, quelle est sa formule?
4) a) Lavoisier parle de « calcination » du mercure, quel est le nom actuel de ce type
de réaction?
b) Lavoisier parle de « rouille » du mercure, quel est le nom actuel de ce composé?
Quelle est sa formule sachant que ce solide contient un cation mercurique Hg2+ ?
5) Ecrire et pondérer l’équation bilan correspondant à la première réaction sachant que
la formule du produit formé est HgO
6) a) Ecrire et pondérer l’équation bilan correspondant à la deuxième réaction
b) Comparer à la première équation bilan, que constate-t-on?
7) Par rapport au Moyen Age où les alchimistes rêvaient de transformer le plomb en
or, en quoi la démarche de Lavoisier peut-elle être qualifiée de scientifique
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1.7 Réactions de dissociation et de neutralisation
1.7.1 Dissociation et ionisation
Laboratoire n°12 : mise en évidence de la présence d’ions en solution
Conductivité en solution
La conductivité d’une solution résulte du passage d’un courant entre deux électrodes et
peut être mesurée par un ampèremètre. La comparaison de la conductivité de l’eau
déminéralisée et de l’eau minérale permet d’identifier les espèces responsables du
passage du courant. Puisque l’eau déminéralisée ne conduit pratiquement pas le courant
alors que l’eau minérale contenant des ions conduit le courant, il est logique de supposer
que la conductivité dépend de la présence d’ions en solution aqueuse.
Les expériences sur la conductivité des solutions ont permis de différencier de type de
solutions :
1) Les solutions peu conductrices : Eau déminéralisée, solution diluée de glucose, alcool
éthylique… Ce sont les non électrolytes
2) Les solutions conductrices : eaux minérales, solution diluée de NaCl, de Na2CO3, NaOH,
de CH3COOH, HCl, H2SO4… pour lesquelles la valeur affichée est assez élevée. Ce sont
les électrolytes
Plus la valeur de la conductivité est élevée, plus le nombre d’ions en solution est important.
Solutions
Non électrolytes
Electrolytes
Peu conductrices d’électricité
Conductrices d’électricité
D’un point de vue macroscopique :
D’un point de vue macroscopique :
elle conduisent peu ou pas l’électricité
elle conduisent bien l’électricité
D’un point de vue microscopique :
D’un point de vue microscopique :
elles ne contiennent que peu ou pas d’ions
elles ne contiennent des ions en solution
Exemple : glucose en solution, éthanol, eau Exemple : eaux minérales, solution diluée de
déminéralisée
NaCl, de Na2CO3, NaOH, de CH3COOH, HCl,
H2SO4
Modèle :
Modèle :
Figure 8: H2O (NM)
Figure 9: CuCl2 aqueux (NM)
Chapitre 8
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1.7.2 Théorie d’Arrhénius
Svante Arrhénius est un chimiste suédois, il a appris à lire tout seul à
l’âge de 3 ans et l’arithmétique tout aussi facilement. Après de brillantes
études en mathématiques, physique et chimie (le tout en 5 ans), il a publié une
thèse tout à fait avant-gardiste dans lequel il a énoncé sa théorie de la
dissociation : « Recherches sur la conductibilité galvanique des solutions ».
Alors que son jury, peu convaincu, lui accorde son doctorat avec la note la
plus basse, la dite-théorie lui rapporta le prix Nobel en 1903 !
Figure 10: Arrhénius (18591927) (wikipedia)
Selon la théorie d’Arrhénius, la conductivité de solutions aqueuses de sels, d’acides et de
bases serait due à la présence d’ions mobiles en solution et ce, même en l’absence de
courant électrique. Il explique la formation de ses ions par un phénomène de dissociation
des substances lors de leur dissolution dans l’eau.
Chapitre 8
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Sels : MX, MXO
Exemples :
Lorsque les sels se dissolvent dans l’eau, celle-ci sépare
les ions qui les constituent. L’eau joue le rôle de solvant,
elle n’est pas un réactif et donc, H2O est écrit audessus de la flèche :
𝐻2 𝑂
+
−
𝐻(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠) →
𝐻2 𝑂
𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 (𝑠) →
𝐻2 𝑂
𝑀𝑔𝐶𝑂3 (𝑠) →
+
2−
2 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
2+
2−
𝑀𝑔(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
𝐻2 𝑂
𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2(𝑠) →
2+
−
𝑀𝑔(𝑎𝑞)
+ 2𝑁𝑂3(𝑎𝑞)
Méthode pour écrire l’équation de
dissociation :
1. Ecrire la formule du sel qui se
dissout
et
la
flèche
de
transformation en présence d’eau
2. Ecrire la formule de ions : les ions
métalliques ont une charge 
correspondant à leur valence, les
ions non métalliques ont une charge
⊝ correspondant à leur valence
3. Pondérer l’équation en veillant à la
conservation de la matière et
vérifier la conservation de la
charge
4. Indiquer l’état physique des
substances
Dissociation des sels :
𝐻2 𝑂
𝑀𝑋(𝑠) →
+
−
𝑀(𝑎𝑞)
+ 𝑋(𝑎𝑞)
𝐻2 𝑂
𝑀𝑋𝑂(𝑠) →
+
−
𝑀(𝑎𝑞)
+ 𝑋𝑂(𝑎𝑞)
Figure 11: Ions en solution (http://dluetgens.com)
Remarque : les sels ne sont pas tous solubles dans l’eau. Par exemple, le CaCO3 (craie) ne
se dissout presque pas dans l’eau, il n’y a donc que très peu d’ions dans l’eau.
Chapitre 8
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Hydroxydes: MOH
Exemples :
Dissociation des hydroxydes:
Lorsque les hydroxydes se dissolvent dans l’eau,
celle-ci sépare les ions qui les constituent :
𝐻2 𝑂
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) →
𝐻2 𝑂
𝑀𝑂𝐻(𝑠) →
+
−
𝑀(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
+
−
𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
𝐻2 𝑂
𝑀𝑔(𝑂𝐻)2(𝑠) →
2+
−
𝑀𝑔(𝑎𝑞)
+ 2 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
Remarque : les hydroxydes ne sont pas tous solubles dans l’eau. Par exemple, le Cu(OH) 2
ne se dissout presque pas dans l’eau, il n’y a donc que très peu d’ions dans l’eau.
Un hydroxyde (base hydroxylée) est une espèce dont les molécules contiennent au
moins 1 OH libérable sous forme d’OH- au contact de l’eau
Acides :
Exemples : Arrhénius explique la dissociation des
acides dans l’eau comme ceci :
𝐻2 𝑂
𝐻𝐶𝑙(𝑔) →
𝐻2 𝑂
𝐻2 𝑂4(𝑙) →
+
𝐻(𝑎𝑞)
+
Dissociation des acides (selon
−
𝐶𝑙(𝑎𝑞)
le modèle d’Arrhénius):
𝐻2 𝑂
+
2𝐻(𝑎𝑞)
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑞) 2−
𝐻2 𝑂
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑙) →
𝐻𝑋( ) →
+
−
𝐻(𝑎𝑞)
+ 𝑋(𝑎𝑞)
𝐻2 𝑂
+
−
𝐻(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)
𝐻𝑋𝑂( ) →
+
−
𝐻(𝑎𝑞)
+ 𝑋𝑂(𝑎𝑞)
Un acide est une espèce dont les molécules
contiennent au moins 1 H libérable sous forme d’H+ au contact de l’eau
Remarque : en réalité, la théorie d’Arrhénius a ses
limites et d’autres travaux ont mené à la théorie de
Broensted (voir cours du bloc 2). En effet, les ions
H+ n’existent pas de manière isolée en solution
Dissociation des acides (selon
le modèle d’Arrhénius):
+
−
+ 𝐻2 𝑂(𝑙) → 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+ 𝑋(𝑎𝑞)
aqueuse, ils sont en réalité toujours associés à une
𝐻𝑋(
molécule d’eau ou d’acide. Ainsi, on ne parle pas de
+
−
𝐻𝑋𝑂( ) + 𝐻2 𝑂(𝑙) → 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+ 𝑋𝑂(𝑎𝑞)
)
dissociation des acides mais bien d’ionisation :
+
−
𝐻𝐶𝑙(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑙) → 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
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1.7.3 Réactions de neutralisation selon le modèle d’Arrhénius
Grâce aux définitions d’Arrénius des acides et des bases, il est possible de représenter
la réaction de neutralisation en écrivant son équation. Lors de l’ajout d’un acide contenant
des ions H+, le caractère de la solution basique contenant des ions OH- diminue. Arrénius
fait l’hypothèse que les ions H+ présents dans la solution acide réagissent avec les ions
OH- présents dans la solution basique pour former des molécules d’eau selon l’équation :
𝐻2 𝑂
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) →
𝐻2 𝑂
𝐻𝐶𝑙(𝑔) →
+
−
𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
Modèle de neutralisation selon
+
−
𝐻(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
le modèle d’Arrhénius:
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙)
𝐻2 𝑂
𝑀𝑂𝐻(𝑠) →
𝐻2 𝑂
𝐻𝑋( ) →
+
−
𝑀(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
+
−
𝐻(𝑎𝑞)
+ 𝑋(𝑎𝑞)
𝐻𝑋(𝑎𝑞) + 𝑀𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑀𝑋(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙)
Chapitre 8
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1.8 Approche systémique d’une réaction chimique
Laboratoire n°10. Etude d’un phénomène chimique : voir UE 1440 de Sciences
expérimentales
Tâche expérimentale
Vous êtes enseignants en sciences, vous devez mettre en place des expériences conformes
au programme. Pour y arriver, vous réaliser une approche systémique d’une des
transformations à étudier. En faisant quelques recherches, vous réaliserez le tableau cidessous.
Les
Le phénomène chimique
Les produits
Profil
Gestion
réactifs
Profil
Gestion
Transformation
Réaction
Equation
Applications
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2 APPROCHE QUANTITATIVE DE LA RÉACTION CHIMIQUE
2.1 Concentration des solutions
Le sérum physiologique sert au lavage des fosses nasales, à l’hygiène oculaire chez
le nourrisson, l’enfant et l’adulte. On peut s’interroger sur la composition du sérum,
comment est-il préparé ? Par groupe de 2, proposez un moyen de réaliser ce sérum
laboratoire n°9 : Préparation de sérum physiologique
Le sérum physiologique vu par le chimiste
Le sérum physiologique est une solution. Une solution est le mélange homogène* d’un
solvant et d’un ou plusieurs solutés. Le solvant est le liquide dans lequel se dissolvent les
réactifs. Si celui-ci est l’eau, on parle de solution aqueuse. Le soluté est la substance
dissoute dans le solvant.
solution = soluté + solvant
solution aqueuse = soluté + eau
La concentration d’une solution est la quantité de matière par unité de volume, si, pour le
pharmacien, la concentration du sérum s’exprime en g/L ou g.L-1, il existe aussi une autre
expression couramment utilisée : la concentration en mol/L ou mol.L-1. La première
s’appelle la concentration massique () et l’autre la concentration molaire (C). Le
scientifique utilisera la concentration massique ou molaire selon les circonstances ; il
existe également d’autres expressions de la concentration comme le degré d’alcool dans
les boissons par exemple.
1. Présente les nouvelles notions en gras dans le paragraphe précédent sous forme
d’un tableau reprenant les grandeurs, les symboles, les unités. Propose une formule
pour exprimer la concentration massique et une autre pour la concentration
molaire.
2. Sur base de l'étiquette du point 1.1., quels sont le soluté et le solvant dans le sérum
physiologique?
Livre p 135
Chapitre 8
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2.2 Grandeurs utiles pour l’étude quantitative
2.2.1 Identification des grandeurs utiles
Les constructeurs automobiles sont interpellés par le nombre encore trop
élevé d’accidents de la route et améliorent sans cesse la sécurité dans les
véhicules. Une des protections importantes mises sur le marché est l’airbag.
Comment cela marche-t-il ?
Les constructeurs de ce type d’airbag doivent prévoir les quantités (en g)) de
réactifs nécessaires en fonction du volume du sac gonflable ; le volume de l’air bag
conducteur d’une petite voiture est de 60 litres. Ce sac se remplira de diazote
dont le volume molaire est de 24 L.mol–1 à 20°C et sous une pression de 1 atm (101
325 Pa).
Sachant que c’est la première réaction qui fournit la totalité de gaz nécessaire
pour gonfler le sac de l’air bag côté conducteur d’une petite voiture, calcule la
masse d’azoture de sodium se trouvant dans la cartouche de gonflage de l’air bag.
1. Propose une stratégie qui te permettrait de résoudre ce problème : formule-la en
quelques mots.
2. En te basant sur l’équation et en appliquant ta stratégie, résouds le problème.
3. Propose, dans un tableau, une liste des concepts de chimie intervenant dans cette
situation, leur symbole et unité éventuels ainsi qu’une description sommaire.
4. Dresse la liste des difficultés que tu as rencontrées face à ce problème.
Bien sur ce type de situation constitue l’aboutissement d’un apprentissage du concept de
mole, apprentissage posant souvent problème en 4e année transition et qualification. Il
sera donc primordial de soigner la transposition didactique de ce concept en distinguant
différents niveaux de complexité et différents niveaux d’abstraction.
Chapitre 8
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Document. AIRBAG…Tu ne manques pas d’air !
Depuis plusieurs années, nos voitures sont équipées de système d’airbag, qui nous protège en cas
d’accidents. Mais comment fonctionnent ces énormes « bouées » ? Un système d’airbag est
constitué principalement d’un gonfleur (ou générateur de gaz) muni d’un dispositif de
déclenchement et enfin d’un coussin gonflable. Le coussin gonflable en nylon est plié spécifiquement
pour permettre un déploiement rapide et sûr. Le coussin possède sur les flancs des trous d’évent
pour assurer un bon amortissement de l’occupant de la voiture. Le volume du coussin gonflable varie
de 35 à 70 litres pour le côté conducteur et de 60 à 160 litres pour le côté passager. Le couvercle
en plastique qui cache le coussin gonflable sous le volant s’ouvre automatiquement par le fait de la
pression exercée sur lui lors du déploiement du sac ; une charnière le retient ensuite sur place.
C’est en 50 millièmes de seconde (0,05 seconde, la moitié de la durée d’un clignement d’œil) que le
coussin est complètement gonflé ; il se dégonfle ensuite en deux dixièmes de seconde.
Mais quelle chimie se cache derrière chaque air-bag ? Les gonfleurs les plus courants utilisent des
combustibles solides : des pastilles blanches constituées d'azoture de sodium (NaN 3) explosif. Cet
explosif est associé à deux autres produits oxydants, du nitrate de potassium (KNO 3) et de
dioxyde de silicium (SiO2). C’est une impulsion électrique (détonateur) qui va permettre
d’enflammer les pastilles d’azoture de sodium et d’oxydants.
Réaction 1
2 NaN3 
2 Na + 3 N2
Génération du gaz
Réaction 2
10 Na + 2 KNO3  K2O + 5Na2O + N2
Sécurité
Réaction 3
K2O + Na2O + SiO2  K2Na2SiO4
Sécurité
Les réactions chimiques se produisent à très grande vitesse, elles génèrent un gaz (le diazote), qui
gonfle l’airbag en une fraction de seconde.
Les airbags ne sont malheureusement pas parfaits, il y a des risques liés à leur utilisation. Par
exemple, le combustible solide, l’azoture de sodium NaN 3 est environ 30 fois plus toxique que
l’arsenic ou encore que le cyanure de potassium. La récupération des airbags usagés risque
également de poser problème dans les prochaines années.
Dans l’avenir, on se dirige vers la fabrication d’airbags dits « intelligents », dont le gonflement se
fera de façon plus précise et plus progressive, le coussin gonflable sera associé à des capteurs
nouveaux de type ultrason ou infrarouge, et des capteurs de poids qui permettront d’affiner le
gonflement du ballon en tenant compte par exemple de la morphologie des occupants, de leur
position sur le siège… Concernant les générateurs de gaz, on se dirige vers l’utilisation de
combustibles solides sans azoture de sodium et de sacs gonflables ultra-résistants en polyamide,
revêtu à l’intérieur de silicone pour résister aux gaz chauds produits. Mais que ceci ne vous
empêche pas d’être prudents sur la route ! Parmi les 2 produits formés lors de la réaction de
formation du gaz (réaction 1), le sodium est très corrosif ; il faut donc absolument prévoir son
élimination. C’est pourquoi, le constructeur ajoute des réactifs afin de neutraliser ce produit
(réactions 2 et 3).
Chapitre 8
© De Boeck Ed.
33
BLOC 1-UE S1 410
2.2.2 Niveaux de complexité et d’abstraction
« En tant que futurs enseignants, il est primordial de savoir structurer la
matière à enseigner. Cela se fait par transposition didactique. Selon Develay, « la
transposition didactique correspond en dernier ressort à un travail de réorganisation,
de présentation, de genèse des connaissances pré-existantes en vue de leur
enseignement ». C'est donc, comme Louise Guilbert l'explique, « l'ensemble des
processus de transformation des savoirs savants en savoirs enseignés et ce, dans un
but didactique : savoirs savants → savoirs curriculaires → savoirs à enseigner →
savoirs
enseignés.
»
»
L'article : « Reconceptualisation et transposition mole » qui se trouve sur Icampus
détaille ce travail de transposition didactique.
Niveaux de complexité
Synthèse :
La mole, une unité de mesure
Le concept de mole sera abordé de façon progressive,
La mole et la masse molaire
premièrement associé à une quantité de matière, il
sera ensuite associé à une masse molaire. L’approche
de la concentration et de la notion de gaz parfait se
feront ensuite. Chaque niveau de complexité de la mole
La
concentration
molaire
massique
Le volume molaire
peut être abordé en faisant appel à des niveaux d’abstraction différents : les niveaux
concret, procédural, abstrait et discursif (définition). Cette variété des approches
est utile pour permettre à chaque étudiant de s’approprier les notions.
Voir http://icampus.encbw.be, dans la rubrique documents du cours, didactique :
« Reconceptualisation et transposition mole »
Chapitre 8
© De Boeck Ed.
34
et
BLOC 1-UE S1 410
2.3 La mole, quantité de matière
Bien sûr le chimiste ne travaille pas avec des atomes isolés, c’est
beaucoup trop petit. Pourquoi ne pas travailler avec des paquets de
molécules, des paquets suffisamment importants que pour être
Livre p 81.
manipulables facilement à notre échelle ?
Le problème ressemble à celui rencontré dans le commerce international du riz, du pétrole
ou de l’eau. On ne s’amuse pas à compter un nombre pharamineux de grains de riz, de
bidons de pétrole ou de gouttes d’eau. Tous les sacs de riz (faciles à compter) contiennent
en moyenne un même nombre de grains de riz ; tous les barils de pétrole contiennent le
même nombre de bidons de pétrole ; les rames de papier contiennent 500 feuilles. Dans
tous ces domaines, l’homme s’est créé une unité
à son échelle.
De même, le chimiste, dans l’impossibilité de
compter les atomes, a inventé une unité
macroscopique pour travailler à son échelle : la
mole. Une mole contient toujours le même
nombre (très grand) d’entités : un paquet d’un
Figure 12: 1 mole de différents solides (gauche) (NM)
nombre immensément grand de molécules ou d’atomes… Une mole est donc une quantité
qui ne représente pas des masses égales de substances mais elle contient le même nombre
d’entités. On peut parler d’une mole d’atome, d’une mole d’électrons, d’une mole de
molécules… Pour donner une idée de l’immensité de ce nombre, on peut dire par exemples
que :

1 mole de grains de sable de 0,1 mm3 correspondrait au volume d’un cube de 39 km de côté ;

1 mole de grains de maïs de 1 mm3 pourrait ensevelir la Belgique sur une hauteur de 20 km.

Si chaque habitant a environ 1011 neurones et qu’on est 6.109 habitants sur Terre, il y a environ 6.1020
neurones, c’est-à-dire seulement 10-3 mol de neurones humains sur Terre. Heureusement que les animaux
sont là…
Définition de la mole
La mole est la quantité de matière contenant autant d’entités élémentaires (atomes, ions,
molécules, particules) qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone 12 (12C). Le nombre d’entités
a été déterminé et vaut 6,022.1023. C’est le nombre d’Avogadro (NA).
Donc, tout comme une rame de papier contient 500 feuilles, une mole d’atomes contient
6,022.1023 atomes, molécules, ions, particules…
Chapitre 8
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2.4 Masse molaire
Dans le tableau périodique actuel, tu peux trouver la valeur de la masse atomique
relative des atomes. Cette masse atomique relative est le nombre dont la valeur
indique le rapport existant entre la masse réelle de l’atome et l’unité de masse
atomique (uma). Après beaucoup d’hésitations, les scientifiques ont choisi comme unité
de masse atomique (uma) le 12e de la masse d’1 atome de 12C.
Comme les masses réelles des atomes s’expriment par des nombres extrêmement
petits (de l’ordre de 10-26kg), changeons d’échelle et travaillons plutôt avec des
ensembles d’atomes et de molécules : des moles. La mole est une unité de quantité de
matière ; cette quantité de matière est symbolisée par la lettre « n » et son unité par
« mol ».
Pour trouver la masse d’une mole d’atomes ou d’ions, on prend la valeur de la masse
atomique relative et on l’exprime exprimée en g/mol. Nous l’appellerons masse
atomique molaire.
Exemple : une mole d’atomes d’oxygène a une masse de 16 g : la masse molaire de
l’oxygène est de 16 g/mol.
De même la masse d’une mole de molécules d’une substance correspond à sa masse
moléculaire relative exprimée en g/mol. Nous l’appellerons masse moléculaire molaire
La masse atomique molaire ou moléculaire molaire est la masse d’une mole
d’atomes ou de molécules. Dans les deux cas, on parle de masse molaire (notée M) ;
elle s’exprime en g/mol ou g.mol–1.
Exemples :

une mole de molécules de dioxygène a une masse de 32 g ; MO2=32 g/mol

une mole de molécules d’eau (H2O) a une masse moléculaire molaire de : 2.1 + 16
= 18 g. MH2O=18 g/mol
Le nombre de moles (n) d’une espèce peut être exprimée à partir de la masse
(m) en gramme et de la masse molaire (g/mol) de cette substance.
Chapitre 8
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n m
M
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2.5 Volume molaire des gaz
2.5.1 L’idée qu’on se fait des gaz
1. Cite le nom de gaz dont tu as déjà entendu parler.
2. Précise ce que tu sais des gaz : leur composition,
leurs comportements…
Figure 13. Erlen-Meyer vide?
3. La figure 13. montre comment on peut représenter
le contenu d’un erlenmeyer rempli d’air. Précise ce que représentent les points.
Qu’y a-t-il entre ces points ?
La matière existe en 3 états physiques distincts : les états solide, liquide et gazeux. Les
gaz ont un rôle très important : non seulement nous vivons en immersion dans une solution
gazeuse (l’air) mais en plus, les gaz interviennent dans de nombreuses réactions chimiques
et jouent un rôle très important dans le fonctionnement des êtres vivants et dans
l’équilibre de notre planète. Il est par conséquent important de bien comprendre le
comportement des gaz.
De nombreux composés organiques (à base de carbone) de faible masse moléculaire
relative sont des gaz à température ambiante : le méthane (CH4), le propane (C3H8), le
butane (C4H10). Le premier est présent dans le gaz naturel et les 2 autres sont des
combustibles de camping et de briquet. Par ailleurs, 11 corps purs simples sont des gaz
dans les conditions normales, ainsi que de nombreux composés. Tous les gaz sont
moléculaires à l’exception des 6 gaz nobles qui sont monoatomiques.
Presque tous les gaz ont une masse moléculaire peu élevée car seules les
petites molécules peuvent se séparer facilement les unes des autres. Un
Livre p 116
gaz est une forme fluide de la matière qui remplit le récipient qu’il occupe
et qui peut aisément être comprimée.
Chapitre 8
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2.5.2 Des propriétés au modèle moléculaire des gaz
Nous pouvons utiliser les propriétés macroscopiques des gaz pour construire le modèle
d’un gaz à l’échelle moléculaire. Dans le tableau ci-dessous, tu trouves à gauche certaines
propriétés des gaz et à droite certaines caractéristiques moléculaires.
Propriétés macroscopiques
Caractéristiques à l’échelle moléculaire
Les gaz se dilatent pour remplir le récipient Les interactions entre les molécules sont
faibles ; les molécules peuvent s’éloigner les
unes des autres
Les gaz sont très compressibles
Il y a beaucoup d’espace entre les molécules
Le gaz rempli immédiatement le récipient Les molécules de gaz peuvent se déplacer
dans lequel on le place
très vite
Le modèle moléculaire des gaz décrit donc le gaz comme un ensemble de molécules
(ou atomes) très éloignées les unes des autres se déplaçant rapidement, sans cesse,
de façon aléatoire. Le mot « gaz » vient du même mot grec que le mot « chaos ».
Chapitre 8
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2.5.3 Des propriétés aux lois des gaz
Au XVIIe siècle, les premières mesures fiables des propriétés des gaz sont réalisées par
scientifique anglo-irlandais Robert Boyle, il en déduit la loi qui porte son nom. Le français
Mariotte arrive aux mêmes conclusions en même temps
Loi de Boyle-Mariotte : p.V = constante
p = pression du gaz (Pa)
V = volume du gaz (m³)
Près de 2 siècles plus tard, c’est par passion pour les mongolfières à air chaud que jacques
Charles et Joseph-Louis (2 français) étudient et formulent une autre lois des gaz : la loi
de Charles.
Loi de Charles : V/T = constante
V = volume du gaz (m³)
T = température absolue du gaz (K)
T = t + 273 avec t = température (°C)
Si le rapport de V/T est une constante, ces 2 grandeurs physiques sont proportionnelles
et évoluent donc dans le même sens. En clair, si on chauffe un gaz, son volume augmente,
on dit qu’il se dilate ! Inversement, si on refroidit un gaz, son volume diminue.
Gay-Lussac utilise ses connaissances pour établir en 1804 le record mondial d’altitude en
ballon à air chaud à 7 000 m !
Les solides et les liquides ont un comportement semblable quoique bien moins
spectaculaire. Il faut donc en tenir compte lors de la pose de rails de chemin de fer ou la
construction de ponts par exemple : des espaces de dilatation entre les matériaux sont
prévu pour supporter la dilatation due aux écarts de
température. Par ailleurs, on met à profit la dilatation
des liquides dans les thermomètres par exemple.
Une autre contribution européenne vient enrichir les
théories sur les gaz : le chimiste italien Avogadro
postule en 1811 que des volumes égaux maintenus à
la même température et à la même pression
Figure 14: 1 mole de différents gaz
contiennent le même nombre de « particules ».
Laboratoire virtuel de modélisation du comportement des gaz : à voir et à manipuler !
http://www.ac-nice.fr/physique/articles.php?lng=fr&pg=81
Chapitre 8
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Ainsi, les observations de Boyle, Gay-Lussac et Avogadro ont été réunies en une relation
unique entre pression (P), température (T), volume (V) et nombre de moles de gaz (n).
p.V = n.R.T
où R est la constante des gaz= 8,314 m³.Pa.K-1.mol-1
et T est la température en kelvin (K) = 273,15 + T en °C
Grandeur
Symbole de la
Unité
Symbole de l’unité
grandeur
pression
p
pascal
Pa
volume
V
Mètre cube
m³
quantité de matière
n
mole
mol
température
T
kelvin
K
Un gaz qui obéit à cette loi dans toutes ses conditions est appelé « gaz parfait ». Cette
loi s’appelle d’ailleurs la « loi des gaz parfait ». Il s’agit toutefois d’un modèle, aucun gaz
ne satisfait pleinement à ces conditions mais ce modèle permet de prévoir facilement et
avec une bonne approximation le comportement d’un grand nombre de gaz, il a de
nombreuses applications en chimie. On peut aussi l’utiliser pour prévoir le volume d’une
mole d’un gaz : le volume molaire, Vm.
Sous une pression atmosphérique normale (101 325 Pa) et à une température de 0°C
(273,15 K), c’est ce qu’on appelle dans les Conditions Normales de Température et de
Pression (CNTP), le volume molaire d’un gaz est d’environ 22,4 L.
Vm = (8,314.273,15) = 0,0224 m³ soit 22,4 L
101 325
La température dans les laboratoires de chimie est habituellement proche des
20°C. Calcule le volume molaire d’un gaz à cette température.
Le volume molaire d’un gaz parfait dans les Conditions Normales de
Température et de Pression (CNTP) est de 22,4 L
Vm = 22,4 L/mol
Chapitre 8
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2.6 Problèmes stœchiométriques
2.6.1 Tableau d’avancement
Samedi soir, aux environs de 20h, une équipe d’ambulanciers a découvert une
adolescente inconsciente à côté de sa baignoire. Ils sont arrivés juste à temps
et ont heureusement pu ranimer Myriam D.. Il s’agit déjà du troisième accident
de ce type dans Bruxelles cet automne et comme chaque fois, c’est une défaillance
d’un chauffe-eau au gaz propane qui en est la cause.
J.C., La Belgique Citoyenne, 12 novembre 2002.
Que s’est-il passé ? Formule une hypothèse puis vérifie-la à l’aide des données suivantes. On peut considérer
que la salle de bain mesure 2x2x3m, qu’il y fait environ 25°C et que le chauffe-eau a consommé 440 g de
gaz propane qui a été brûlé en présence de dioxygène. Formulez clairement votre stratégie avant de vous
lancer dans la résolution et au besoin, demandez des précisions quant à certains concepts.
Chapitre 8
© De Boeck Ed.
41
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Une équation chimique représente la transformation des substances lors
de la réaction. Nous pouvons, par divers calculs, estimer la quantité de
produits obtenus par réaction ou la quantité de réactifs nécessaire à une
réaction. Par exemple, si on veut prévoir le la masse de dihydrogène lors
de la réaction de 1g de magnésium avec de l’acide chlorhydrique.
On peut en faire deux lectures de l’équation chimique : Mg(s) + HCl(aq)  MgCl2(aq)
Au niveau microscopique : le nombre indiqué devant les molécules (ou atomes) indique les
proportions de molécules qui réagissent les unes avec les autres.
Exemple : une molécule de magnésium réagit avec deux molécules d’acide
chlorhydrique pour former une molécule de chlorure de magnésium et une molécule
de dihydrogène.
Au niveau macroscopique : le coefficient indique la proportion du nombre de moles
intervenant dans la réaction.
Exemple : une mole de magnésium réagit avec deux moles d’acide chlorhydrique pour
former une mole de chlorure de magnésium et une mole de dihydrogène.
On peut représenter ce raisonnement sous forme d’un tableau de bilan de matière.
Chapitre 8
© De Boeck Ed.
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Chapitre 8
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Livre exercices 17
à 24, syllabus exercices 5.4,
5.5, 5.6.
Chapitre 8
© De Boeck Ed.
44
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2.6.2 Réactif en excès et en défaut
En laboratoire et en industrie, les quantités utilisées ne sont pas toujours en rapport
stoechiométrique et le rendement est rarement de 100 %.
Lorsque les réactifs ne sont pas en quantités stœchiométriques, l’un est en défaut par
rapport à l’autre, qui, lui, est en excès. C’est sur le réactif en défaut qu’il faut se baser
pour effectuer les calculs.
Exemple 1 : dans un mélange de 25 kg de diazote et de 5 kg de dihydrogène la réaction aboutit à
la synthèse d’ammoniac. Calculez la masse d’ammoniac produite lorsque la réaction est terminée.
(R= 28 kg)
Exemple 2 : On peut préparer du diazote gazeux en faisant passer de l’ammoniac gazeux au-dessus
d’oxyde de cuivre (II) solide porté à haute température. Les autres produits de la réaction sont
du cuivre métallique et de la vapeur d’eau. Calculez la masse de diazote produit à partir d’un mélange
de 18,1 g d’ammoniac et de 90,4 g d’oxyde de cuivre (II). (R= 10,6g)
Livre p 108
Chapitre 8
© De Boeck Ed.
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2.6.3 Rendement
On appelle rendement théorique d’un produit la quantité de ce produit formé quand un
réactif en défaut est épuisé. Dans l’exemple 2, le rendement théorique est de 10,6 g de
diazote. C’est la quantité maximale de diazote que l’on peut produire à partir des quantités
de réactifs utilisées. En fait on atteint rarement ce rendement pour diverses raisons :
réactions secondaires, équilibre chimique… Pour exprimer le rendement réel d’un produit,
on recourt souvent à un pourcentage du rendement théorique. C’est ce qu’on appelle le
pourcentage de rendement.
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡 (%) =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑡é 𝑑𝑒 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑖𝑡 𝑟é𝑒𝑙𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡 𝑜𝑏𝑡𝑒𝑛𝑢𝑒
. 100
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑡é 𝑑𝑒 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑖𝑡 𝑡ℎé𝑜𝑟𝑖𝑞𝑢𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡 𝑜𝑏𝑡𝑒𝑛𝑢𝑒
Exemple 3 : Le méthanol appelé alcool méthylique est l’alcool le plus simple. On l’utilise comme
carburant dans les voitures de courses ; à ce titre, il constitue un substitut potentiel de l’essence.
On peut produire du méthanol en faisant réagir du monoxyde de carbone gazeux avec du
dihydrogène. Supposons que 68,5 kg de monoxyde de carbone réagissent avec 8,60 kg de
dihydrogène. S’il y a en réalité production de 3,57.104 g de méthanol, calculez le rendement.
2.6.4 La pureté
Livre p 112
La pureté (appelée aussi pourcentage massique) d’un échantillon est le
pourcentage de substance active s’y trouvant.
Par exemple, 10 g minerai de fer d’une pureté de 10% en fer contient 1g de fer.
𝑝𝑢𝑟𝑒𝑡é (%) =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒
. 100
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑑𝑒 𝑙′é𝑐ℎ𝑎𝑛𝑡𝑖𝑙𝑙𝑜𝑛
Lorsque le pourcentage massique n’est pas exprimé en %, on parle de fraction
massique.
Livre exercices 25
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒
Χ=
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑑𝑒 𝑙′é𝑐ℎ𝑎𝑛𝑡𝑖𝑙𝑙𝑜𝑛
Chapitre 8
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à 32, syllabus exercices 5.4,
5.5, 5.6.
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3 EXERCICES
Notez que, comme pour tout entraînement à la résolution de problèmes, il est important
d’aborder des exercices de difficulté croissante et de prévoir des moyens pour faire de
la différenciation.
3.1 Les solutions aqueuses
1.
Présenter sous une autre forme le processus de dissolution de différentes
substances en tenant compte de leur relation entre leur structure et leurs propriétés.
Réalise les expériences et les recherches théoriques pour modéliser la solution
obtenue en ajoutant successivement dans de l’eau :
1.
2.
3.
4.
5.
5 parts de NaCl
5 parts de glucose C6H12O6
4 parts d’éthanol CH3–CH2-OH
10 parts d’iode solide I2 (masse volumique > 1kg/dm³)
20 parts d’hexane C6H12 (masse volumique < 1kg/dm³)
a) Présenter par écrit le déroulement de la recherche : le raisonnement
théorique, les expériences réalisées, le modèle.
b) Proposer une série de critères et d’indicateurs pour évaluer et valider ton
modèle
c) Répondre aux deux questions suivantes :
 Le modèle que tu viens de donner permet-il d’expliquer que cette
solution est conductrice d’électricité ? Oui/non et pourquoi ?
 Qu’y aurait-il eu de différent si l’on avait inversé l’ordre des deux
derniers composés (heptane puis iode) ?
Chapitre 8
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3.2 Utilisation du vocabulaire adéquat
Chapitre 8
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Chapitre 8
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Chapitre 8
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3.3 Caractérisation de phénomènes…
1. Observe les photos de réactions chimiques, décris les changements que tu observes
en utilisant le nom correct pour chaque substance (corps pur) dont tu parles ;
a. Réaction entre Mg et HCl en solution
(NM)
b. Oxydation du Mg (réaction avec O2)
(NM)
c.
Action de HCl sur le zinc
(NM)
Chapitre 8
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d. Réaction entre le FeCl3 en solution et NaOH en solution
(NM)
e.
Réaction d’une tige en Cu avec une solution de AgNO3
(NM)
f.
Réaction entre l’AgNO3 en solution et le NaCl en solution
(NM)
Chapitre 8
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g.
Action du CH3COOH en solution
(vinaigre) sur
une coquille d’œuf (NM)
h. Réaction entre une tige de Zn et une solution de CuSO4
(NM)
i.
Action du H2SO4 sur un clou en Fe
(NM)
Chapitre 8
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3.4 Maitrise de la nomenclature
1. Complète le tableau suivant :
Nom
Formule chimique
hydroxyde de fer (III)
acide nitrique
KNO3
CuCl2
Acide perchlorique
Hémipentoxyde de phosphore
(NH4)2SO4
NaClO
Acétate de sodium
Permanganate de potassium
KSCN
H3BO3
Oxyde de chrome IV
Hydrogénophosphate de calcium
MnO2
H2S
Hydroxyde de calcium pentahydraté
Nitrate d’argent I
Chapitre 8
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3.5 Classement de phénomènes
1. Classez les phénomènes suivants
« chimiques » : cuire un œuf, enflammer une allumette, griller un hamburger,
digérer un beefsteak, transformer du lait en yaourt, transformer du vin en
vinaigre, fumer une cigarette, flamber des bananes au Grand Marnier
« physiques » : faire fondre du chocolat , allumer une lampe à incandescence ,
caraméliser du sucre, congeler des aliments, faire fondre de la neige, faire
évaporer du parfum, diluer du Whisky à l'eau, saler des cacahuètes, poivrer du
jus de tomate,.
2. Rédigez un texte décrivant le fonctionnement d’un
percolateur :
Pour faire un vrai bon café, on introduit le café en
poudre dans le filtre, lors du passage de l’eau bouillante
(……………………),
une
partie
de
la
poudre
noire
(…………………….) va se …………………………….. et passer en
………………………………. Nous obtiendrons, dans la cafetière,
une …………………………………… à arôme délicat. Dans le filtre,
il reste le marc de café (……………………………. dans l’eau)
qui, faisant un mélange ……………………………….. avec la terre,
fait fuir les limaces… direction jardin… Lorsque cette
opération prend trop de temps, il faut veiller à
détartrer la-dite cafetière. En versant un peu de vinaigre dans le réservoir,
celui-ci ……………………………………. avec le calcaire accumulé dans le percolateur. Au
cours de ce ……………………………………………………………………….., le calcaire (………………………..)
sera transformé notamment en dioxyde de carbone et ions calcium
(…………………………..).
Chapitre 8
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3. Remplis le tableau ci-dessous
Phénomènes
Réactifs
Produits
Types de
phénomènes
Indice te permettant
de déterminer le
phénomène
1. Au cours de la digestion,
l’amidon est transformé en
glucose.
2. Le chlorure d’hydrogène
forme un précipité avec de
l’hydroxyde de sodium.
3. En broyant un bâton de craie
à l'aide d'un pilon et d'un
mortier, on obtient une fine
poudre blanche.
4. Le maçon mélange du
ciment, du sable et de l'eau
pour obtenir du mortier.
5. On verse du vinaigre sur
de la craie, des bulles de
dioxyde de carbone s’en
échappent.
6. Entre l’hiver et l’été, la
longueur d’un rail varie
d’environ 10 cm par 100 m.
7. Le sodium réagit vivement
avec l’eau pour former de
l’hydroxyde de sodium.
8. On chauffe un morceau de
bougie, il fond.
9. La rouille se forme sur une
tôle exposée à l’air humide.
10. De la buée se forme sur les
vitres de la cuisine en hiver.
Chapitre 8
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3.6 Approche qualitative des phénomènes chimiques
1. Écris les équations chimiques pondérées des réactions suivantes :
a. La réaction du calcium métallique sur l’eau entraîne un dégagement de dihydrogène
gazeux et la formation d’hydroxyde de calcium aqueux.
b. Un des procédés d’obtention du nickel consiste à chauffer le minerai contenant du
sulfure de nickel (II) en présence d’air enrichi en dioxygène. En plus du nickel, il se
forme du dioxyde de soufre gazeux.
c. Le procédé Haber utilise la réaction du dihydrogène sur le diazote afin de produire
de l’ammoniac (NH3).
d. Le diazote et le dioxygène réagissent dans un cylindre de voiture pour former du
monoxyde d’azote, rejeté dans l’atmosphère. Ce monoxyde d’azote réagit ensuite
avec le dioxygène de l’air pour former du dioxyde d’azote, en partie responsable des
pluies acides (le pot catalytique a été conçu pour éviter ce rejet).
2. Écris l’équation chimique pondérée correspondant aux réactions ci-dessous.
1) zinc dans une solution d’acide
chlorhydrique
11) combustion du butane (C4H10)
2) combustion du méthanol (CH3OH)
12) dioxyde de carbone avec l’eau de
chaux
3) oxydation du fer III
13) dioxyde de carbone avec l’eau
4) dioxyde d’azote avec l’eau
14) acide fluorhydrique sur du calcium
5) magnésium avec l’oxygène de l’air
15) oxyde de zinc dans l’eau
6) l’oxyde de calcium avec l’eau
16) soufre dans l’acide chlorhydrique
7) sodium avec l’eau
17) magnésium dans l’eau
8) oxydation du cuivre I
18) iode dans l’eau
9) combustion du glucose
19) oxydation du mercure
10) dioxyde de soufre avec l’eau
20) chlore dans l’acide bromhydrique
3. Écris les équations chimiques pondérées des réactions de dissociation des substances
suivantes: LiNO3, Na2SO4, Mg(OH)2, FeCl3, CuSO4, NaHCO3, hydrogénophosphate de
potassium, chlorure d’ammonium, sulfite de potassium, hydroxyde de fer (III), chromate
de potassium, acétate de sodium, chlorate de potassium, dichromate de sodium, chlorure de
calcium
Chapitre 8
© De Boeck Ed.
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4. Écris les équations chimiques pondérées des réactions de neutralisation des substances
suivantes:
a. Acide nitrique et hydroxyde de potassium
b. Acide sulfurique et hydroxyde de calcium
c. Hydroxyde de sodium et acide sulhydrique
d. Hydroxyde de cuivre (II) et phosphate d’hydrogène
5. On utilise des pastilles anti-acides à base d’hydroxyde d’aluminium pour neutraliser l’acidité
de l’estomac due à l’excès d’acide chlorhydrique. Ecris l’équation de neutralisation.
6. Trouve deux exemples de neutralisation utilisés dans la vie quotidienne et tourne-les sous
forme d’un exercice.
Partie 3. La réaction chimique
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3.8 Préparation de solutions
1. On a dissous 20 g de saccharose (C12H22O11) dans 100 mL d’eau pour faire un sirop. Calcule
la concentration massique de cette solution.
R : 200 g.L-1
2. Un étudiant a préparé une solution en dissolvant 1,563 g de nitrate d’argent puis a porté
à 100 mL avec de l’eau distillée. Calcule les concentrations massique et molaire de cette
solution et propose l’indication que l’étudiant devra inscrire sur son récipient.
R : AgNO3 15,63 g.L-1 ; 0,092 mol.L-1
3. Un chimiste a préparé une solution en dissolvant 2,135 g de chlorure de potassium dans
suffisamment d’eau pour obtenir 100 mL de solution. Indique la valeur de la concentration
molaire qu’il indiquera sur son récipient.
R : KCl 0,286 mol.L-1
4. Explique comment tu préparerais une solution de nitrate de sodium 0,5 mol.L-1 dans un
jaugé de 100mL.
R : 4,25 g NaNO3
5. De nombreux sels sont hydratés, c’est-à-dire accompagnés d’un certain nombre de
molécules d’eau. Ces molécules d’eau sont écrites après la formule du sel séparée d’un
point. Quelle masse de Na2CO3.10H2O(s) (1 molécule de Na2CO3 et 10 molécules d’H2O), un
composé utilisé dans les détergents, faut-il dissoudre et diluer jusqu’au trait de jauge d’un
flacon de 500 mL pour obtenir une solution de carbonate de sodium 0,1 mol.L-1 ?
R : 14,3 g de Na2CO3.10H2O
6. La concentration molaire de l’acide sulfurique commercial est 17,8 mol.L-1. Calcule le volume
de liquide à prélever si on a besoin de 0,09 mole d’acide.
R : 5,06 mL de H2SO4
Partie 3. La réaction chimique
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3.9 Modélisation de solutions
Exercice 1
Dans le schéma suivant, qui représente la dissolution
du diiode, un rond correspond à 0,10 mol.
a. Représenter dans le verre de montre, le plus
précisément possible le solide avant son
introduction dans la fiole jaugée. Expliquer le
raisonnement à l’aide des énoncés du modèle.
b. Sachant que le volume de la fiole jaugée est
Verre
de
de 100,0 mL, calculer la concentration de la
solution de diiode ainsi préparée.
R:9
Exercice 2
Dans la représentation suivante, un rond correspond à 0,0050 mol de glucose. Le volume de
solution contenue dans le bécher est V1 = 100,0mL, celui de la fiole jaugée est V2 = 50,0mL, et
celui de la pipette jaugée est V3 = 25,0mL .
a. Compléter la fiole jaugée de droite. Expliquer le raisonnement.
b. Calculer la concentration du soluté dans la fiole de droite. (R : 0,5 M)
c. Quelle est la quantité de matière prélevée avec la pipette jaugée ? Compléter le dessin
correspondant. (R : 0,025 mol)
d. Le facteur de dilution est de 2. Calculer la concentration de la solution de glucose dans
le bécher avant prélèvement, et compléter le plus précisément possible (volume et
quantité) le schéma qui représente le bécher. (R : 1M)
Partie 3. La réaction chimique
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Exercice 3
On considère une dilution d’un facteur 10 à partir de 50,0mL de solution contenue dans un
bécher. Le volume de la fiole jaugée est de 250 mL. Sur le schéma suivant, une croix correspond
à 1,0.10–2 mol.
a. Calculer la concentration de la solution contenue dans le bécher. (R : 2,4 M)
b. Calculer la concentration de la solution contenue dans la fiole jaugée située sur la droite
du schéma. (R : 0,24 M)
c. Calculer la quantité de matière de soluté qu’il faudra prélever avec la pipette jaugée, en
justifiant précisément. (R : 0,06 mol)
d. Calculer le volume de solution à prélever. Peut-on utiliser une pipette jaugée? Expliquer.
(R : 25 mL)
e. Sur le schéma, compléter avec des croix les représentations des fioles jaugées.
Justifier.
Exercice 4
Les deux béchers ci-contre sont identiques. Sur la
représentation A, la concentration en glucose est c =
0,500 mol.L–1 et le volume de la solution contenue
dans le bécher est V = 200,0mL.
a. Déterminer la quantité de matière de soluté
représentée par une croix. (R : 0,1 mol)
A
B
b. On garde la convention de représentation
trouvée en a. La concentration en glucose
dans le bécher B est c’ = 0,125 mol.L–1. En considérant qu’il y a trois croix dans ce bécher,
déterminer le volume de la solution de glucose contenue dans le bécher B. Compléter
alors le schéma du bécher B (nombre de croix et volume). (R : 158 mL)
Partie 3. La réaction chimique
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3.10
Calculs de grandeurs
1. Si cent grammes de céréales contiennent 6 mg d’ions ferrique,
a. combien de moles d’ions fer y a-t-il dans 100 g de céréales?
b. combien d’ions fer y a-t-il dans 100 g de céréales?R : 10-4 mol d’ions et 6,45.1019
d’ions
21
2. Une balle de fusil en plomb contient 6.10 atomes de plomb, que vaut sa masse ?
R:2g
3. Un coureur perd 0,15 kg d'eau par transpiration (sans compter la quantité d'urée et de
sels minéraux) lors d'une course de 100 mètres. Quel est le nombre de molécules d'eau
perdues par l'organisme ?
R : 5.1024 molécules d’eau
4. Calcule le nombre de moles de cuivre et d'étain nécessaires pour fabriquer une médaille
en bronze de 150 g : le bronze contenant communément 80 % en masse de cuivre et 20 %
en masse d'étain.
R : 1,89 mol de Cu et 0,253 mol de Sn
5. Combien d’entités chimiques y a-t-il dans :
a. 1/5 de mole de carbone ?
b. 25 moles de chlorure d’hydrogène ?
c. 3,5 moles d’hydroxyde de zinc ?
R : 1,2.1023 atomes C ; 1,5.1025 molécules HCl ; 2,1.1024 molécules Zn(OH)2
6.
Quelle est la masse et combien de molécules y a-t-il dans :
c. 8 moles de dioxyde de carbone ?
d. 0,5 mole de phosphate d’hydrogène ?
R : 352 g CO2, 48.1023 molécules CO2 ; 49 g H3PO4, 2,94.1023 molécules H3PO4
7. Combien y a-t-il de moles dans :
e.
80 g d’hydroxyde de sodium ?
f. 22 g de dioxyde de carbone ?
g. 17 g de sulfure d’hydrogène ?
R : 2 mol NaOH; 0,5 mol CO2; 0,5 mol H2S
Partie 3. La réaction chimique
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8. Dans les CNTP*, quel volume occupent les gaz suivants :
h. 3 moles de trioxyde de soufre ?
i.
8 moles d’ammoniac ?
j. 1/4 de mole de vapeur d’eau ?
k. 0,01 mole de dioxygène ?
R : 67,2 L SO3; 179,2 L NH3; 5,6 L H2O; 0,224 L O2
9. Le diamant est une forme naturelle de carbone pur. Calcule le nombre d’atomes de carbone
dans un diamant de 8 carats sachant que le carat est une unité de masse utilisée en joaillerie
valant 0,2 g.
R : 8,03.1022 atomes C
10. L’acide ascorbique ou vitamine C (C6H8O6) est une vitamine essentielle et doit toujours être
présente dans l’alimentation. En période hivernale, on complète parfois nos apports
alimentaires par des comprimés de 500 mg de vitamine C. Calcule les nombres de moles et
de molécules d’acide ascorbique contenus dans ces comprimés.
R : 1,7.1021 molécules ; 2,84 mmol d’acide ascorbique
11. La capacité pulmonaire d'une femme est en moyenne de 3,5 litres d'air.
a. Sachant que l'air contient 21 % d'O2, calcule le volume d'O2 moyen inspiré par une
femme.
b. À combien de moles d'O2 correspond ce volume d'O2 ?
c. Combien de molécules d'O2 y a-t-il dans ce volume d'O2 ?
R : 0,735 L ; 0,033 moles ; 1,97.1022 molécules de dioxygène
Partie 3. La réaction chimique
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3.11 Calculer la quantité de produits formés
À présent, il s'agit de problèmes faisant intervenir des transformations chimiques, pour
lesquels vous commencerez par écrire l'équation chimique pondérée, puis vous appliquerez
la lecture molaire et enfin, vous calculerez ce qui est demandé.
1. Les lieux où se pratique le sport sont souvent bordés d'arbres. En présence de lumière,
ces arbres consomment le dioxyde de carbone et l'eau pour former du glucose (réserve
énergétique) et du dioxygène.
a. Écris l'équation pondérée de la photosynthèse chlorophyllienne (rappel 3
e
année):
b. Quel volume d'O2 un arbre libèrera-t-il lors de la synthèse de 2 grammes de
glucose ?
R : 1,49 L
2. Une des difficultés que doit surmonter le sportif est la crampe musculaire. Nous avons
vu que celle-ci est liée à la présence d'acide lactique dans les cellules musculaires,
suite à la production d'énergie par une suite de réactions en absence de dioxygène.
Cette suite de réaction peut être résumée par l’équation-bilan suivante :
C6H12O6  2
glucose
C3H6O3
acide lactique
Quelle quantité d'acide lactique est produite par la transformation de 3 g de glucose?
R:3g
3. Le bouillonnement de l’Alka-Seltzer est dû à la réaction de l’hydrogénocarbonate de
sodium avec l’acide citrique en milieu aqueux. Calcule le volume de dioxyde de carbone
produit par la réaction d’un comprimé contenant 100 mg d’hydrogénocarbonate de
sodium.
3 NaHCO3(aq) + C6H8O7(aq)  3 CO2(g) + 3 H2O(l) + Na3C6H5O7(aq)
R : 0,027 L
Partie 3. La réaction chimique
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4. En camping, on utilise de petites bouteilles de gaz propane (C3H8) servant de source de
chaleur pour cuisiner par exemple. Calcule le volume de CO 2(g) produit par la combustion
de 10 g de propane. Pour rappel, la réaction de combustion nécessite du dioxygène et
s’accompagne également de production d’eau.
R : 15,27 L de CO2
5. Le chameau stocke dans ses bosses un corps gras, la tristéarine C57H110O6. En plus d’être
une source d’énergie, ce corps gras est aussi une source d’eau par la réaction suivante :
2 C57H110O6(s) + 163 O2(g)  114 CO2(g) + 110 H2O(l)
a. Calcule la quantité d’eau (en litres) disponible après oxydation (réaction avec
l’oxygène) de 3 kg de cette graisse.
b. Calcule le volume de dioxygène nécessaire pour oxyder ces 3 kg de graisse.
R 3,33 L d’H2O; 6153,7 L d’O2
3.12
Calculer la quantité de réactifs nécessaire
1. On veut préparer du diazote gazeux en faisant passer de l’ammoniac gazeux (NH3) sur
de l’oxyde de cuivre (II) solide, porté à haute température. Cette réaction
s’accompagne de la formation de cuivre métallique (Cu) et de la vapeur d’eau. Quelle
masse de diazote produira-t-on à partir de 90 g d’oxyde de cuivre (II) ?
R : 10,56 g
2. On utilise souvent le bicarbonate de soude, NaHCO3 (hydrogénocarbonate de sodium)
comme antiacide car il neutralise l’excès d’acide chlorhydrique sécrété par l’estomac.
NaHCO3(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)
On utilise aussi l’hydroxyde de magnésium comme antiacide car il réagit également avec
l’acide chlorhydrique.
Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq)  2 H2O(l) + MgCl2(aq).
Calcule la masse nécessaire de chacun des 2 antiacides pour éliminer 0,01 mol d’HCl.
Lequel te semble le plus efficace ? Justifie.
R : Mg(OH)2
Partie 3. La réaction chimique
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3. Le silicium utilisé par les industries chimiques et électroniques est notamment produit
par la réaction suivante : le dioxyde de silicium solide réagit avec le carbone élémentaire
dans des fournaises à arcs électriques pour donner du silicium solide et du monoxyde de
carbone. Calcule la masse de carbone nécessaire pour fabriquer 2 kg de silicium.
R : 1708,8 g
4. Une médaille de bronze contient 80 % de cuivre. Celui-ci est obtenu à partir de
différents minerais. Le traitement des minerais se fait en plusieurs étapes non
décrites dans cet exercice. Finalement, l'équation chimique d'obtention du cuivre est
la suivante:
2 Cu2O + Cu2S  6 Cu + SO2
b. Si on veut fabriquer 1 tonne de médailles de bronze, quelle masse de cuivre
faut-il produire ?
c. Combien de moles de cuivre mettra-on en oeuvre?
d. Quelle masse d'oxyde de cuivre (Cu2O) aura-t-on utilisée ?
e. Quelle masse de sulfure de cuivre (Cu2S) sera nécessaire ?
R : 800 kg Cu, 1,26.104 mols de Cu; 617 kg de Cu2O; 334 kg de Cu2S
5. On peut préparer de petites quantités de dichlore en laboratoire en faisant réagir de
l’oxyde de manganèse (IV) solide avec de l’acide chlorhydrique(aq). Cette réaction
s’accompagne de la formation de chlorure de manganèse (II) aqueux et d’eau. Écris
l’équation pondérée de la réaction et calcule la quantité d’oxyde de manganèse (IV)
nécessaire pour préparer 250 mL de dichlore.
R : 0,97 g de MnO2
Partie 3. La réaction chimique
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3.13
S’entraîner encore un peu…
1. L’idéal voudrait que lors d’une réaction chimique, il ne reste aucun réactif ; on
mélange donc les réactifs en quantités stœchiométriques c’est-à-dire, en fonction
de l’équation chimique pondérée. Prenons par exemple la réaction de synthèse de
dihydrogène à partir du méthane : il faut ici le même nombre de molécules de
méthane et d’eau.
CH4(g) + H2O(g)  3 H2(g) + CO(g)
Figure 15: Exemple de réaction
Quelle quantité d’eau faudrait-il utiliser pour que, à la fin de la réaction de 2 L de
méthane gazeux, il ne reste plus de réactif ?
R : 1,6 mL ou 1,6 g de H2O
2. Pour identifier une pierre calcaire, on peut y déposer quelques gouttes d’acide
sulfurique: s’il y a quelques bulles de gaz, le test est positif. En effet, le calcaire
réagit avec l’acide sulfurique pour donner du sulfate de calcium, de l’eau et du
dioxyde de carbone. Calcule la masse de calcaire décomposée par 2 moles d’acide.
R : 200 g de CaCO3
3. Dans les véhicules spatiaux, pour éliminer le gaz carbonique expiré par les
astronautes, on utilise de l’hydroxyde de lithium solide. Au cours de la réaction, il y
a production de carbonate de lithium solide et d’eau. Quelle masse de gaz carbonique
peut être absorbée par 1 kg d’hydroxyde de lithium ?
R : 919 g de CO2
Partie 3. La réaction chimique
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BLOC 1-UE S1 410
4. Le diazote (N2) et le dihydrogène (H2)
réagissent à haute température et
pression
élevée
pour
former
de
l’ammoniac (NH3). Un récipient fermé
contient le mélange de N2 et H2 illustré
ci-contre.
obtenu
Représente
après
manipuler
des
le
mélange
réaction.
Tu
petites
boules
peux
de
plasticine ou autre substance pour
raisonner.
Partie 3. La réaction chimique
Figure 16: Réaction entre l'azote et l'hydrogène (NM)
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4 TACHES ISSUES D’EXAMENS
4.1 Examen de juin 2006
Vous êtes donc engagé dans une école assez loin de chez vous mal desservie en transports en
commun, vous devrez faire les trajets en voiture : 80 km par jour ! Il y aura bientôt des
biocarburants vous dit votre nouveau collègue mais que penser de cette perspective ? Détachez
l’extrait de l’article se trouvant en dernière page, vous pourrez le garder pour y réfléchir
pendant les vacances… Les questions qui suivent s’y rapportent en partie.
1) L’émission moyenne de CO2 d’une Citroën BERLINGO (1.4 L) est de 168 g/km. En admettant
que la formule de l’essence (masse volumique = 0,7 g/cm3) est C8H18, calculez la
consommation moyenne (en L/100 km) de cette voiture. Nous supposerons que la combustion
de l’essence est complète.
2) L’alcool peut donc être obtenu par fermentation du glucose
en absence de dioxygène. Ce glucose provient lui-même du
saccharose. À partir des informations ci-dessous, calculez
le nombre de molécules de saccharose présentes dans une
betterave de 1,5 kg en considérant que tout le sucre est du
saccharose.
Formule moléculaire : C12H22O11 g.mol-1
3) Parmi les engrais utilisés dans l’agriculture, les engrais
azotés occupent une place importante. Leur fabrication
passe par la synthèse industrielle de l’ammoniac, produit
obtenu par la réaction entre du diazote et du dihydrogène. À l'heure actuelle, plus de 1000
réacteurs produisent chacun et chaque jour en moyenne environ 500 tonnes d'ammoniac. La
réaction a lieu à 100 bar (1 bar = 105 Pa) et 500°C. Calculez le volume de dihydrogène
nécessaire pour produire ces 500 tonnes d’ammoniac.
4) En plus, le NH3 est très soluble dans l'eau ; à 20°C, la solubilité est d'environ 30 mol/L, à
0°C elle se chiffre à 53 mol/L! C'est pourquoi l'ammoniac est en vente le plus souvent sous
forme de solution aqueuse (l'ammoniaque NH4OH). Dans les laboratoires on emploie souvent
des solutions à 25% (ou 13,3 mol/L avec une densité de 0,91). Calculez le volume de cette
solution à prélever pour réaliser un demi-litre d’une solution 1,5 mol/L pour l’utilisation
ménagère.
Il suffira alors de verser ce volume calculé dans le jaugé contenant
de l’eau distillée et de porter à 500 mL.
Partie 3. La réaction chimique
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4.2 Examen de 2007
1. L’entreprise Solvay a généré de nombreux bénéfices au profit de la famille Solvay. Calcule
le nombre d’atome de carbone dans un diamant de 5 carat (1 carat = 0,2 g) de Mme
Solvay.
2. Solvay-Fluorés-France assure la commercialisation des produits fluorés sur les marchés
belges et français. Les fréons ont été très largement utilisés dans les bombes aérosols et
comme fluide réfrigérant dans les frigos. Malheureusement, ils contribuent à l’effet de serre.
L’un des substituts les plus prometteurs est C2H2F4 appelé HFC-134a dans l’industrie. On
peut le produire à l’aide de la réaction suivante :
C2HF3 (l) + HF(g)  C2H2F4 (l)
Calcule le volume d’acide fluorhydrique nécessaire pour synthétiser une tonne d’HFC-134a
à 110°C et 130 000 Pa ?
3. Une filiale de production d’engrais azotés utilise 500 tonnes d’ammoniac par jour. La
synthèse de l’ammoniac est réalisée à partir du diazote de l’air et du dihydrogène issu de la
conversion du méthane.
a. Écris l’équation pondérée de la synthèse de l’ammoniac.
b. Calcule le volume de dihydrogène nécessaire pour la production d’une journée ainsi
que le volume d’air nécessaire dans des conditions CNTP.
4. La chaux est produite en chauffant du calcaire à 1 000°C, il en résulte un dégagement de
dioxyde de carbone.
a. Écris l’équation de la réaction.
b. Calcule la masse de calcaire pour produire 10 tonnes de chaux avec un rendement
de 90 %.
5. L’acide téréphtalique est un important produit utilisé dans la fabrication des polyesters et
agents plastifiants. Il ne contient que les éléments H, C, O (deux atomes de O). La
combustion de 19,81 mg de cet acide donne naissance à 41,98 mg de CO2 et 6,45 mg de
H2O. La masse molaire de l’acide est de 166 g.mol-1. Établis sa formule moléculaire.
6. produit de base utilisé dans la fabrication des fibres de polyacrylonitrile et d’une grande
variété de plastiques. On synthétise l’acrylonitrile par la réaction :
Partie 3. La réaction chimique
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BLOC 1-UE S1 410
C3H6 (g) +
NH3 (g) +
O2 (g) 
C3H3N (g) +
H2O (l)
a. Pondère l’équation de la réaction.
b. Calcule la masse d’acrylonitrile qui sera produite à partir d’un mélange de 500 g de
propylène et de 500 g d’ammoniac et de dioxygène en suffisance et un rendement
de 80 %.
Partie 3. La réaction chimique
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BLOC 1-UE S1 410
4.3 Examen de 2008
1. L'usine de Kourou fournit aujourd'hui au CNES (Centre National d'Études Spatiales)
l'hydrogène liquide utilisé comme ergol dans l'étage cryotechnique d'ARIANE IV et dans
celui d'ARIANE V. ARIANE V emporte 27 T d'hydrogène liquide et 130 T d'oxygène
liquide. Les différentes phases de la fabrication sont les suivantes:
Production. Le méthanol est transporté par bateau citerne de Trinidad (ou des États-Unis) à
Cayenne où il est stocké en zone portuaire dans un réservoir primaire. Il est ensuite acheminé
à Kourou par camion citerne alimentant un stockage secondaire de capacité plus faible. Le
méthanol est additionné d'eau en proportion requise par la réaction au moyen de pompes
doseuses qui élèvent le mélange à pression de 2,5 MPa et à une température de l'ordre de 600
K. L'hydrogène est produit par reformage de méthanol à la vapeur selon la réaction:
CH3OH(g) + H2O(g)  CO2(g) + 3 H2(g). L'hydrogène gazeux (densité = 0071g/l à 0ºC et à 1
atmosphère) est refroidi puis liquéfié à -252,85°C
Stockage. L'hydrogène liquide est ensuite stocké dans cinq réservoirs semi-mobiles de 320
m3 chacun. Chacun de ces stockages est super-isolé sous-vide. Lors des lancements d'Ariane V,
trois de ces stockages sont déplacés en zone avant, à 3 km de l'usine. Un traceur et une plateforme de transport équipés de 64 roues ont été spécialement conçus pour effectuer cette
livraison particulièrement délicate !
Calcule la masse d’hydrogène produit à partir de la réaction de 300 L de méthanol avec de
l’eau.
2. On a pensé autrefois à utiliser le diborane B2H6 comme carburant pour fusées. Sa réaction
de combustion avec le dioxygène produit de l’acide HBO2 gazeux et de l’eau. Quel volume
de dioxygène faut-il pour brûler 50 g de diborane sur la base de lancement de Cap Canaveral
à une température de 30°C et pression atmosphérique ? Calcule ensuite le volume d’air
nécessaire.
3. Mardi 3 juin, les techniciens décidaient d’effectuer une nouvelle tentative de prélèvement
d’échantillon. Celle-ci s’est parfaitement déroulée, et a aussi révélé son lot de surprises.
Sur le fond de l’excavation profonde de 38 millimètres apparaît une zone nettement plus
claire à laquelle les scientifiques n’ont encore pu apporter une explication, mais qui pourrait
correspondre à du minerai de sel ou à de la glace sous-jacente. 0,05 g de cette poudre
blanche est dissout dans 5 mL d’eau. Cette solution est mise en présence d’une solution de
nitrate d’argent 0,05 mole/L qui réagit avec le chlorure de sodium. Il se forme 0,004 g de
chlorure d’argent.
Partie 3. La réaction chimique
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4.4 Examen de 2009
1. Le monoxyde d’azote réagit avec l’oxygène pour former du dioxyde d’azote. Calcule le
volume d’oxygène qui brûle avec 150 mL d’oxyde d’azote en t’aidant de l’hypothèse
d’Avogadro que tu énonces.
2. Détermine le volume d’un ballon contenant 30 kg d’hélium à la pression de 122 kPa et à la
température de 22°C.
3. On peut préparer de l’ammoniac à partir d’un oxyde de calcium et de chlorure d’ammonium,
la réaction s’accompagne aussi d’une production de chlorure de calcium et d’eau. Calcule le
volume d’ammoniac gazeux produit par la réaction de 112 g d’oxyde de calcium dans les
conditions CNTP.
4. L’aspirine est un composé organique de formule C9H8O4.
a. Calcule le nombre de moles d’aspirine dans un comprimé qui en contient 325g.
b. Calcule la masse d’une molécule d’aspirine.
5. Calcule le volume de solution de NaOH 0,123 mol.L-1 qui contient 25 g de ce
composé.
6. Le lithium métallique est généralement obtenu par électrolyse de chlorure de lithium qui peut
contenir des impuretés telles que le chlorure de calcium. Ce sel est partiellement dissocié par
le courant électrique et se retrouve donc sous forme de calcium dans le métal obtenu où il peut
atteindre une teneur de plusieurs centaines de ppm (part par million). Cet élément est
particulièrement gênant quand le métal sert notamment à élaborer des alliages aluminium
lithium car il tend à dégrader leurs caractéristiques mécaniques. D'où la nécessité de
débarrasser le lithium du calcium qu'il contient. On a constaté que l'oxygène introduit dans le
lithium avait tendance à se fixer préférentiellement sur le calcium. Il est donc possible d'effectuer
une épuration en calcium en ajoutant de l'oxyde de lithium dans le lithium fondu de manière à
produire la réaction suivante: les atomes d’oxygène de l’oxyde de lithium se fixent sur le calcium
pour former de l’oxyde de calcium. Cette méthode est très intéressante car elle réalise
l'épuration sans entraîner d'autres pollutions.
A 100 kg de lithium contenant 250 ppm de calcium, on doit ajouter de l’oxyde de lithium et porter
l'ensemble à 480°C pendant 8 heures. Calcule la masse d’oxyde de lithium à mettre en œuvre
pour débarrasser le lithium du calcium.
NB : une ppm correspond à un rapport de 10-6, soit, par exemple, un milligramme de calcium
par kilogramme de lithium.
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Partie 3. La réaction chimique
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6 SYNTHESE
La stoechiométrie concerne le calcul des quantités de matière (réactifs ou produits) qui
participent à la réaction chimique
Volume de gaz (V) en L
V = n.Vm
NOMBRE DE MOLES (n)
Nombre d’entités
N = n.NA
Masse (m) en g
m = n.M
= m/V
C = n/V
Loi des gaz parfait
p.V = n.R.T
Grandeurs
où R est la constante des gaz= 8,314 m³.Pa.K-1.mol-1
et T est la température en kelvin (K) = 273,15 + T en °C
symboles
Unités et valeur fixe si
existantes
Quantité de matière
n
mol
Masse
m
g
Masse molaire
M
g.mol-1 calculée à partir du T.P.
Nombre d’entités
n
/
Nombre d’Avogadro
NA
6.1023
Volume
V
L ou m³
Volume molaire
VM
22,4 L (CNTP)
Concentration massique

g.L–1
Concentration molaire
C
mol.L–1
pression
p
Pa
température
T
K
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Exemple de relations stoechiométriques :
Réactif 1
+
Réactif 2

Produit
Équation
N2
+
3 H2

2 NH3
Mole
1 mol
3 mol
2 mol
Masse
28 g
6g
34 g
Volume
22,4 L
67,2 L
44,8 L
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7 A SAUVEGARDER
7.1 PREREQUIS 
CONNAITRE
1
Préciser le nom et le symbole des éléments jusque Z = 83 sauf les lanthanides
2
Citer le nom des principales familles ainsi que leurs principales propriétés
3
Restituer les symboles et noms des éléments, des ions et des groupements
4
Restituer les valences particulières
5
Définitions : mélange homogène, mélange hétérogène, solution, soluté, solvant, corps pur
simple, corps pur composé, molécule
6
Distinctions : mélange homogène et hétérogène, solution et colloïde, corps pur simple et
corps pur composé
APPLIQUER
1
Modéliser des mélanges homogènes et hétérogènes et des corps purs et ce, dans chaque
état de la matière.
2
Classer des corps en purs et composés, des matériaux en mélanges et corps purs.
3
Appliquer des règles de nomenclature.
4
Identifier substances organiques et minérales sur base de leur formule moléculaire
5
Attribuer aux différentes substances la catégorie auxquelles elles appartiennent d’après
leurs formules
6
Représenter les molécules d’après la valence de chaque élément chimique et des
groupements
7
Utiliser les règles de nomenclature et l’écriture des formules moléculaires ;
8
Utiliser judicieusement le tableau périodique des éléments pour en retirer un maximum
d'informations telles que: la structure électronique, l'électronégativité, les propriétés, la
masse atomique, la composition en particules fondamentales ;
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7.2 Objectifs spécifiques à ce chapitre
CONNAITRE
1.  Définir d’un point de vue micro et macro les concepts de mélange, corps pur, réaction
chimique.
2. Distinguer dissolution et transformation chimique
3. Distinguer transformation, réaction et équation chimique
4. Distinguer phénomène chimique et phénomène physique
5. Raconter l’histoire de la représentation des transformations chimiques
6. Enoncer le principe de conservation de la matière et faire la distinction avec la loi de
conservation de la masse
7. Décrire le concept d’étude systémique d’une transformation chimique
8.  Enoncer la théorie d’Arrhénius sur la dissociation
9. Décrire brièvement le personnage d’Arrhénius et ses travaux
10.  Définir les acides, les bases et la neutralisation selon Arrhénius
11. Définir les concepts suivants : nombre d’Avogadro, mole, masse molaire, volume molaire,
concentration molaire et massique ;
12. Décrire la composition et l’utilisation du sérum physiologique ;
13. Décrire le danger du monoxyde de carbone et les modes de prévention ;
14. Décrire le principe de fonctionnement de l’airbag et ses conseils d’utilisation ;
15. Décrire le concept de réaction chimique en quantités stœchio. ou avec excès et défaut.
16. Expliquer le principe de dilution;
17. Définir le rendement, la pureté et la fraction massique
APPLIQUER
1.  Utiliser les règles de nomenclature et l’écriture des formules moléculaires ;
2. Utiliser les principes de conservation de la matière et des charges pour pondérer une
équation chimique
3.  Écrire l’équation représentant une réaction chimique simple ;
4.  Écrire l’équation-bilan représentant la photosynthèse, la respiration cellulaire
5.  Écrire une équation de dissociation et de neutralisation
6.  Pondérer des équations chimiques ;
7. Justifier des règles de sécurité en matière de monoxyde de carbone et d’utilisation de
l’airbag ;
8.  Convertir des moles en unité de masse et de volume et inversement;
9.  Lire et traduire une équation chimique en terme de moles ou de molécules;
10. Résoudre des problèmes stœchiométriques ;
11.  Exprimer la concentration d’une solution en mol.L-1 et en g.L-1 en vue de préparer une
solution d’une concentration donnée ;
12. Résoudre des problèmes liés à la concentration et à la dilution.
13. Résoudre des problèmes stœchiométriques avec excès et défaut, pureté, fraction massique
et rendement.
14. Proposer des activités permettant de mettre en œuvre un point du programme
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7.2.1 Didactique
1
Définir les niveaux de savoir en chimie
2
S’exprimer correctement en veillant à une cohérence dans le niveau de savoir utilisé ;
3
Décrire l’organisation de l’apprentissage de la réaction chimique selon les niveaux de
complexité et d’abstraction
4
Définir d’un point de vue micro et macro les concepts de mélange, corps pur, phénomène
chimique et phénomène physique.
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