Les équations de réaction

Réactifs et produits : ce qui entre, ce qui sort

Une transformation chimique met en jeu deux familles d'espèces : celles qui sont présentes au départ et qui se consomment, et celles qui apparaissent à l'arrivée. Distinguer ces deux familles est le tout premier réflexe.

Au cours de la combustion du butane chez Amine, le butane ${\text{C}}_4{\text{H}}_{10}$ et le dioxygène ${\text{O}}_2$ de l'air sont les réactifs : ils disparaissent peu à peu. L'eau ${\text{H}}_2\text{O}$ et le dioxyde de carbone ${\text{CO}}_2$ sont les produits : ils n'existaient pas avant qu'on allume la flamme.

Exemple 1. Quand un morceau de fer rouille à l'air humide, les réactifs sont le fer $\text{Fe}$ et le dioxygène ${\text{O}}_2$ ; le produit est la rouille, un oxyde de fer. Le fer brillant disparaît, la rouille apparaît.

Exemple 2. Lorsque Salma fait réagir du vinaigre avec du bicarbonate, les réactifs sont l'acide du vinaigre et le bicarbonate ; parmi les produits, un gaz se dégage — le dioxyde de carbone ${\text{CO}}_2$ — qui fait mousser le mélange.

Réactifs et produits ne sont pas les mêmes espèces

C'est l'idée centrale d'une transformation chimique : les produits sont des espèces différentes des réactifs. Ce ne sont pas les mêmes molécules qui auraient simplement changé de place ou de température. Les liaisons entre atomes se rompent, puis se reforment autrement, et de nouvelles espèces naissent.

C'est ce qui distingue une transformation chimique d'une transformation physique. Quand l'eau bout, elle passe de l'état liquide à l'état gazeux, mais c'est toujours de l'eau ${\text{H}}_2\text{O}$ : aucune nouvelle espèce, c'est une transformation physique. Quand le butane brûle, il disparaît et donne de l'eau et du dioxyde de carbone : ce sont des espèces nouvelles, c'est une transformation chimique.

Écrire le bilan de la réaction

Avant de manipuler des formules, on décrit une transformation par une phrase courte et orientée : le bilan. Il dit ce qui se transforme en quoi, dans le bon sens.

On écrit d'abord le bilan avec les noms, ce qui ne demande aucune connaissance des formules :

$\text{butane}+\text{dioxyg}\grave{\text{e}}\text{ne}\to \text{eau}+\text{dioxyde de carbone}$

Puis on remplace chaque nom par sa formule chimique :

${\text{C}}_4{\text{H}}_{10}+{\text{O}}_2\to {\text{H}}_2\text{O}+{\text{CO}}_2$

La flèche n'est pas un signe « égal ». Elle a un sens : elle pointe des réactifs vers les produits, et indique le déroulement de la transformation. Inverser la flèche décrirait la transformation inverse, qui n'a pas forcément lieu.

Exemple 1. Bilan de la combustion du carbone dans le dioxygène : $\text{carbone}+\text{dioxyg}\grave{\text{e}}\text{ne}\to \text{dioxyde de carbone}$, soit en formules $\text{C}+{\text{O}}_2\to {\text{CO}}_2$.

Exemple 2. Bilan de la combustion du méthane (le gaz de ville) : $\text{m}\acute{\text{e}}\text{thane}+\text{dioxyg}\grave{\text{e}}\text{ne}\to \text{eau}+\text{dioxyde de carbone}$, soit ${\text{CH}}_4+{\text{O}}_2\to {\text{H}}_2\text{O}+{\text{CO}}_2$.

Lire une formule chimique : indices et atomes

Pour aller plus loin, il faut savoir lire une formule. Dans ${\text{H}}_2\text{O}$, le petit chiffre $2$ écrit en bas — l'indice — indique qu'il y a deux atomes d'hydrogène ; l'oxygène, sans indice, est présent une seule fois. Une molécule d'eau contient donc 2 atomes d'hydrogène et 1 atome d'oxygène.

Dans ${\text{C}}_4{\text{H}}_{10}$, une molécule de butane contient 4 atomes de carbone et 10 atomes d'hydrogène. L'indice s'applique uniquement à l'atome qu'il suit immédiatement.

La conservation des atomes : la loi de Lavoisier

Au cours d'une transformation chimique, les atomes ne sont ni créés, ni détruits, ni transformés les uns en les autres. Ils se contentent de se réorganiser : les liaisons se cassent, et les mêmes atomes se réassemblent différemment. Cette idée a été formulée par Lavoisier à la fin du XVIIIᵉ siècle.

Un atome de carbone présent dans le butane se retrouve forcément, après la réaction, dans une molécule de dioxyde de carbone. Il n'a pas disparu : il a juste changé de voisins. C'est pourquoi, si l'on compte les atomes de chaque sorte avant et après, on doit trouver exactement les mêmes nombres.

C'est aussi l'explication, au niveau atomique, de ce que tu as vu en 4ᵉ : puisque les atomes se conservent et que chaque atome a une masse, la masse totale se conserve elle aussi. La masse des réactifs consommés est égale à la masse des produits formés.

Compter les atomes de part et d'autre

Reprenons le bilan du méthane, pas encore ajusté :

${\text{CH}}_4+{\text{O}}_2\to {\text{H}}_2\text{O}+{\text{CO}}_2$

Comptons élément par élément.

• Carbone (C) : 1 à gauche (dans ${\text{CH}}_4$), 1 à droite (dans ${\text{CO}}_2$). C'est équilibré.
• Hydrogène (H) : 4 à gauche (dans ${\text{CH}}_4$), 2 à droite (dans ${\text{H}}_2\text{O}$). Ce n'est pas équilibré.
• Oxygène (O) : 2 à gauche (dans ${\text{O}}_2$), 3 à droite (1 dans ${\text{H}}_2\text{O}$ + 2 dans ${\text{CO}}_2$). Ce n'est pas équilibré.

Les nombres ne correspondent pas : tel quel, ce bilan violerait la loi de Lavoisier, car 4 atomes d'hydrogène ne peuvent pas devenir 2. Il faut donc équilibrer l'écriture, ce qui est l'objet de la leçon suivante.

Exemple 1. Dans $\text{C}+{\text{O}}_2\to {\text{CO}}_2$, comptons : carbone, 1 à gauche et 1 à droite ; oxygène, 2 à gauche et 2 à droite. Tous les éléments sont équilibrés : cette écriture respecte déjà la loi de Lavoisier.

Exemple 2. Un atome de fer qui rouille ne se change pas en atome d'oxygène. Le fer reste du fer, l'oxygène reste de l'oxygène ; ils s'assemblent seulement en un oxyde de fer. Aucun élément ne se transmute.

Équilibrer une équation : ajuster les nombres devant les formules

Quand le simple bilan ne respecte pas la conservation des atomes, on l'ajuste en plaçant des nombres devant les formules. Ces nombres s'appellent les nombres stœchiométriques (ou coefficients). L'écriture ainsi corrigée porte un nouveau nom.

Le nombre stœchiométrique se place devant la formule et multiplie tous les atomes de cette formule. Ainsi, $2{\text{H}}_2\text{O}$ signifie 2 molécules d'eau, soit $2\times 2=4$ atomes d'hydrogène et $2\times 1=2$ atomes d'oxygène. Par convention, un coefficient égal à 1 ne s'écrit pas.

La règle d'or : coefficient devant, jamais l'indice

Voici la règle la plus importante du chapitre, celle que confondent presque tous les débutants.

Pourquoi cette interdiction ? Parce qu'un indice fait partie de l'identité de la molécule. Si tu transformes ${\text{H}}_2\text{O}$ (l'eau) en ${\text{H}}_2{\text{O}}_2$ pour « équilibrer », tu n'as pas équilibré l'eau : tu as écrit du peroxyde d'hydrogène, une substance totalement différente. Changer un indice, c'est changer de produit. Changer un coefficient, c'est seulement compter plus de molécules de la même espèce — ce qui est parfaitement licite.

Méthode pas à pas

Pour équilibrer une équation, procède dans l'ordre :

1. Écris le bilan en formules, réactifs à gauche, produits à droite.
2. Compte les atomes de chaque élément des deux côtés.
3. Ajuste les coefficients pour égaliser, élément par élément. Commence par les éléments qui n'apparaissent que dans une seule formule de chaque côté ; garde l'oxygène et l'hydrogène (souvent présents partout) pour la fin.
4. Recompte tout : chaque élément doit être équilibré.
5. Si tous les coefficients ont un diviseur commun, simplifie-les pour obtenir les plus petits entiers.

Exemple 1. Équilibrons ${\text{CH}}_4+{\text{O}}_2\to {\text{H}}_2\text{O}+{\text{CO}}_2$. Le carbone est déjà bon (1 = 1). Pour l'hydrogène, il y a 4 à gauche et 2 à droite : on place un 2 devant l'eau, $2{\text{H}}_2\text{O}$, ce qui donne 4 hydrogènes à droite. Reste l'oxygène : à droite, $2{\text{H}}_2\text{O}$ apporte 2 oxygènes et ${\text{CO}}_2$ en apporte 2, soit 4 au total ; à gauche, il faut donc $2{\text{O}}_2$ pour avoir 4 oxygènes. L'équation équilibrée est : ${\text{CH}}_4+2{\text{O}}_2\to 2{\text{H}}_2\text{O}+{\text{CO}}_2$

Exemple 2. Équilibrons la formation de l'eau à partir du dihydrogène et du dioxygène : ${\text{H}}_2+{\text{O}}_2\to {\text{H}}_2\text{O}$. À droite, 1 seul oxygène, à gauche 2 : on met $2{\text{H}}_2\text{O}$. Maintenant 4 hydrogènes à droite, donc $2{\text{H}}_2$ à gauche. Bilan final : $2{\text{H}}_2+{\text{O}}_2\to 2{\text{H}}_2\text{O}$

Le piège de la molécule diatomique

Beaucoup d'éléments gazeux ne se présentent pas sous forme d'atomes isolés, mais de molécules à deux atomes : le dioxygène est ${\text{O}}_2$, le dihydrogène ${\text{H}}_2$, le diazote ${\text{N}}_2$. Écrire $\text{O}$ tout seul, c'est désigner un atome d'oxygène isolé, qui n'existe pratiquement pas à l'air libre. Quand tu équilibres, le réactif gazeux est ${\text{O}}_2$, et tu ne peux ajuster son nombre qu'avec un coefficient devant : $2{\text{O}}_2$, $3{\text{O}}_2$, jamais en écrivant ${\text{O}}_4$.

Lire et interpréter une équation équilibrée

Une équation équilibrée n'est pas qu'une formule correcte : elle se lit, et elle renseigne sur les proportions dans lesquelles les espèces réagissent.

Prenons l'équation de combustion du méthane : ${\text{CH}}_4+2{\text{O}}_2\to 2{\text{H}}_2\text{O}+{\text{CO}}_2$

Elle se lit : « une molécule de méthane réagit avec deux molécules de dioxygène pour donner deux molécules d'eau et une molécule de dioxyde de carbone ». Les proportions $1:2:2:1$ sont fixes : pour 10 molécules de méthane, il faut 20 molécules de dioxygène, et l'on obtient 20 molécules d'eau et 10 molécules de dioxyde de carbone.

Le rappel de la conservation de la masse

Puisque les atomes se conservent (leçon 3) et que l'équation est équilibrée, la masse se conserve nécessairement : la masse totale des réactifs consommés est égale à la masse totale des produits formés. C'est exactement la loi que tu as établie en 4ᵉ par la pesée, expliquée maintenant au niveau atomique.

Exemple 1. Si dans la cuisine d'Amine $16$ g de méthane brûlent avec $64$ g de dioxygène, alors la masse des produits (eau + dioxyde de carbone) vaut $16+64=80$ g. Rien n'a disparu : le gaz brûlé est devenu de l'eau et du dioxyde de carbone, qui pèsent ensemble autant que les réactifs.

Exemple 2. Si l'on consomme entièrement $4$ g de dihydrogène avec $32$ g de dioxygène selon $2{\text{H}}_2+{\text{O}}_2\to 2{\text{H}}_2\text{O}$, on forme exactement $4+32=36$ g d'eau.

Pièges classiques

1. Confondre le coefficient et l'indice. Le coefficient (nombre stœchiométrique) est devant la formule et compte des molécules entières ; l'indice est dans la formule, en petit en bas, et compte des atomes d'un élément. Dans $2{\text{H}}_2\text{O}$, le $2$ de devant est le coefficient (2 molécules) et le $2$ en bas est l'indice (2 atomes d'hydrogène par molécule).

2. Modifier une formule pour équilibrer. Changer ${\text{H}}_2\text{O}$ en ${\text{H}}_4{\text{O}}_2$ pour « ajouter des atomes » est interdit : on obtient une espèce qui n'existe pas. On équilibre uniquement avec les coefficients placés devant. Un indice fait partie de l'identité de la molécule et ne se touche jamais.

3. Oublier qu'un gaz simple est souvent diatomique. Le dioxygène est ${\text{O}}_2$, pas $\text{O}$ ; le dihydrogène est ${\text{H}}_2$ ; le diazote est ${\text{N}}_2$. Écrire un atome isolé là où la molécule est diatomique fausse tout le comptage.

4. Croire qu'un atome peut apparaître ou disparaître. Au cours d'une réaction, aucun atome ne se crée ni ne s'évapore dans le néant. S'il manque des atomes d'un côté de la flèche, ce n'est pas qu'ils ont disparu : c'est que l'équation n'est pas encore équilibrée. Tous les atomes des réactifs se retrouvent dans les produits.

5. Croire qu'un atome peut se transformer en un autre. Un atome de carbone reste du carbone, un atome d'oxygène reste de l'oxygène. La chimie réorganise les liaisons entre atomes, elle ne transmute pas un élément en un autre. Le carbone du butane finit dans le ${\text{CO}}_2$, jamais transformé en hydrogène.

6. Prendre la flèche pour un signe égal réversible. La flèche $\to$ a un sens : des réactifs vers les produits. Elle n'autorise pas à « passer un terme de l'autre côté » comme dans une équation mathématique. On ne déplace pas une espèce à travers la flèche ; on ajuste seulement les coefficients de chaque côté.

Application concrète

À Marrakech, Yasmine doit, pour son devoir de chimie, écrire et équilibrer l'équation de la combustion complète du butane ${\text{C}}_4{\text{H}}_{10}$, le gaz de la bonbonne qu'elle utilise chez elle. La combustion complète d'un hydrocarbure dans le dioxygène donne toujours de l'eau et du dioxyde de carbone.

Étape 1 — Identifier réactifs et produits. Les réactifs sont le butane ${\text{C}}_4{\text{H}}_{10}$ et le dioxygène ${\text{O}}_2$. Les produits sont le dioxyde de carbone ${\text{CO}}_2$ et l'eau ${\text{H}}_2\text{O}$. Le bilan en formules s'écrit : ${\text{C}}_4{\text{H}}_{10}+{\text{O}}_2\to {\text{CO}}_2+{\text{H}}_2\text{O}$

Étape 2 — Équilibrer le carbone. Le butane apporte 4 atomes de carbone ; il faut donc 4 molécules de dioxyde de carbone à droite : ${\text{C}}_4{\text{H}}_{10}+{\text{O}}_2\to 4{\text{CO}}_2+{\text{H}}_2\text{O}$

Étape 3 — Équilibrer l'hydrogène. Le butane apporte 10 atomes d'hydrogène. Comme chaque molécule d'eau en contient 2, il faut 5 molécules d'eau ($5\times 2=10$) : ${\text{C}}_4{\text{H}}_{10}+{\text{O}}_2\to 4{\text{CO}}_2+5{\text{H}}_2\text{O}$

Étape 4 — Équilibrer l'oxygène. Comptons l'oxygène à droite : $4{\text{CO}}_2$ apporte $4\times 2=8$ atomes, et $5{\text{H}}_2\text{O}$ en apporte $5\times 1=5$, soit $13$ atomes d'oxygène. À gauche, le dioxygène est ${\text{O}}_2$ : il en faut ${\displaystyle \frac{13}{2}}=\mathrm{6,5}$, soit le coefficient ${\displaystyle \frac{13}{2}}$. Pour éviter une fraction, on double toute l'équation : $2{\text{C}}_4{\text{H}}_{10}+13{\text{O}}_2\to 8{\text{CO}}_2+10{\text{H}}_2\text{O}$

Étape 5 — Vérifier. Carbone : $2\times 4=8$ à gauche, $8$ à droite. Hydrogène : $2\times 10=20$ à gauche, $10\times 2=20$ à droite. Oxygène : $13\times 2=26$ à gauche, $8\times 2+10\times 1=26$ à droite. Tout est équilibré.

Conclusion. L'équation de la combustion du butane est $2{\text{C}}_4{\text{H}}_{10}+13{\text{O}}_2\to 8{\text{CO}}_2+10{\text{H}}_2\text{O}$. Yasmine a respecté la règle d'or — n'ajuster que les coefficients — et a su gérer le coefficient demi en doublant toute l'équation. Cette démarche, identifier les espèces puis équilibrer élément par élément, est exactement celle que tu appliqueras au lycée pour relier des masses et des quantités de matière, grandeur que tu découvriras avec la mole.

À retenir