La conservation de la masse

La loi de conservation de la masse

Reprenons l'idée centrale du chapitre sur les atomes et les molécules : lors d'une transformation chimique, des molécules disparaissent (les réactifs) et d'autres apparaissent (les produits). On pourrait croire que cette transformation modifie la quantité totale de matière. Lavoisier a montré qu'il n'en est rien. En pesant très soigneusement les substances avant et après une réaction, il a constaté que la masse totale ne change jamais.

On résume cette loi par une formule simple, qui te servira dans tout le chapitre :

$m_{\text{r}\acute{\text{e}}\text{actifs}}=m_{\text{produits}}$

La phrase de Lavoisier qui a traversé les siècles le dit autrement : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. » La matière n'est ni détruite ni inventée : elle change seulement de forme.

Exemple 1. Dans un récipient bien fermé, Salma fait réagir 4 g de fer avec 2,3 g de soufre. Elle obtient un nouveau solide, le sulfure de fer. Quelle est sa masse ? La masse des réactifs est $4+\mathrm{2,3}=\mathrm{6,3}$ g. Comme la masse se conserve, le sulfure de fer formé pèse exactement 6,3 g. Pas un gramme de plus, pas un gramme de moins.

Exemple 2. Quand 5 g de bois brûlent complètement, le bois réagit avec le dioxygène de l'air. Si l'on capte tout ce qui se forme (les gaz et les cendres), on retrouve une masse totale supérieure à 5 g, car il faut aussi compter la masse du dioxygène consommé. La masse n'a pas augmenté par magie : elle inclut le gaz qui a participé.

Pourquoi la masse se conserve : les atomes sont conservés

La loi de Lavoisier n'est pas un hasard ni une coïncidence de mesures. Elle a une explication profonde, et tu en possèdes déjà la clé depuis le chapitre sur les atomes et les molécules. Souviens-toi : lors d'une transformation chimique, les liaisons entre atomes se cassent puis se reforment autrement. Les molécules changent, mais les atomes, eux, ne sont ni créés ni détruits.

Le raisonnement est limpide. Chaque atome possède une masse. Si aucun atome n'apparaît ni ne disparaît, alors la somme des masses de tous les atomes reste identique avant et après. Or la masse d'une substance n'est rien d'autre que la somme des masses des atomes qui la composent. Conclusion : la masse totale se conserve parce que les atomes se conservent.

Exemple 3. Quand le méthane brûle, des molécules de méthane ($C{H}_4$) et de dioxygène ($O_2$) disparaissent, tandis que des molécules de dioxyde de carbone ($C{O}_2$) et d'eau ($H_{2}O$) apparaissent. Mais comptons les atomes : tous les atomes de carbone, d'hydrogène et d'oxygène présents au départ se retrouvent à l'arrivée, simplement regroupés autrement. Aucune brique n'a été perdue ; aucune n'a été ajoutée.

Le piège du « ça a disparu »

Quand une bûche se réduit en cendres, on a l'impression que de la matière s'est volatilisée dans le néant. C'est faux. Les atomes de la bûche sont toujours là : la plupart sont partis dans l'air sous forme de gaz invisibles (dioxyde de carbone, vapeur d'eau). Le néant n'existe pas en chimie : ce qui « disparaît » à nos yeux est simplement passé sous une forme qu'on ne voit pas.

Système fermé, système ouvert : où regarder pour vérifier

Voici le point qui déroute le plus d'élèves, et qui réconcilie tout. Si la masse se conserve toujours, pourquoi la balance semble-t-elle parfois indiquer le contraire ? Pourquoi la bûche d'Essaouira pèse-t-elle moins une fois brûlée ? La réponse tient en deux mots : système fermé ou système ouvert.

Pour vérifier la conservation de la masse sur une balance, il faut peser un système fermé. Si tu enfermes tous les réactifs et tous les produits dans un récipient bouché, aucun gaz ne peut s'enfuir : la balance affiche la même masse avant et après. La loi de Lavoisier apparaît alors clairement.

En système ouvert, c'est différent. Si un gaz se forme et s'échappe dans l'air, la balance indique une masse plus faible après la réaction. La masse n'est pas « perdue » : elle est partie sous forme de gaz que la balance ne pèse plus. Et si, au contraire, un gaz de l'air entre dans le système (comme l'oxygène qui fait rouiller le fer), la masse mesurée augmente.

Deux exemples qui semblent contredire Lavoisier

Exemple 4 — La bûche qui brûle. Une bûche brûle à l'air libre : c'est un système ouvert. Le dioxyde de carbone et la vapeur d'eau produits s'échappent dans l'atmosphère. Sur place, il ne reste qu'un peu de cendres, bien plus légères que la bûche. La masse n'a pas disparu : si l'on pouvait peser aussi les gaz envolés (et le dioxygène consommé), on retrouverait l'équilibre parfait.

Exemple 5 — Le comprimé effervescent. Amine plonge un comprimé effervescent dans un verre d'eau ouvert. Des bulles montent : c'est du dioxyde de carbone qui s'échappe. Si Amine pèse le verre avant et après, il trouve une masse plus petite après dissolution, car le gaz est parti. S'il avait fait la même expérience dans une bouteille bouchée, la masse n'aurait pas bougé d'un milligramme.

Calculer une masse manquante

La loi de Lavoisier n'est pas qu'une belle idée : c'est un outil de calcul. Dès que tu connais toutes les masses sauf une dans une transformation chimique, l'égalité $m_{\text{r}\acute{\text{e}}\text{actifs}}=m_{\text{produits}}$ te permet de retrouver la masse manquante par une simple addition ou soustraction.

Exemple 6 — Une masse de produit. Dans un ballon fermé, on fait réagir 12 g de carbone avec 32 g de dioxygène. Il se forme du dioxyde de carbone. Quelle est sa masse ?

$m_{\text{produits}}=m_{\text{r}\acute{\text{e}}\text{actifs}}=12+32=44\text{ g}$

Le dioxyde de carbone formé pèse 44 g.

Exemple 7 — Une masse de réactif. Dans un récipient fermé, du fer réagit avec du soufre pour donner 8,8 g de sulfure de fer. On sait qu'on a utilisé 5,6 g de fer. Quelle masse de soufre a réagi ?

$m_{\text{fer}}+m_{\text{soufre}}=m_{\text{sulfure}}$ $m_{\text{soufre}}=\mathrm{8,8}-\mathrm{5,6}=\mathrm{3,2}\text{ g}$

Il a fallu 3,2 g de soufre.

Exemple 8 — Plusieurs produits. Quand 16 g de méthane brûlent avec 64 g de dioxygène, il se forme du dioxyde de carbone et de l'eau. Si l'eau produite pèse 36 g, quelle est la masse de dioxyde de carbone ?

$m_{\text{r}\acute{\text{e}}\text{actifs}}=16+64=80\text{ g}$ $m_{C{O}_2}=m_{\text{r}\acute{\text{e}}\text{actifs}}-m_{\text{eau}}=80-36=44\text{ g}$

Le dioxyde de carbone formé pèse 44 g.

Vers la chimie du lycée

Ces calculs sont la première marche d'un escalier qui te mènera loin. Au lycée, tu apprendras à écrire des équations de réaction : une façon symbolique d'écrire la transformation, du type $C{H}_4+2O_2\to C{O}_2+2H_{2}O$. Tu verras alors que l'on équilibre ces équations précisément pour respecter la conservation des atomes — donc de la masse. La loi de Lavoisier que tu manipules aujourd'hui par de simples additions deviendra le fondement de toute la chimie quantitative.

Pièges classiques

Piège 1 : croire que la masse a vraiment disparu quand la balance baisse. Si la masse mesurée diminue, c'est presque toujours qu'un gaz s'est échappé (système ouvert). La masse totale, gaz compris, n'a pas bougé. « La balance indique moins » ne veut jamais dire « de la matière a été détruite ».

Piège 2 : oublier de compter le gaz consommé dans les réactifs. Quand quelque chose brûle, le dioxygène de l'air est un réactif à part entière : sa masse compte. C'est pourquoi les cendres seules pèsent moins que la bûche, alors que la masse totale (avec l'oxygène et les gaz produits) se conserve.

Piège 3 : penser que rouiller « ajoute » de la matière venue de nulle part. Le fer qui rouille devient plus lourd parce qu'il capte du dioxygène de l'air : ces atomes d'oxygène entrent dans le système. La masse n'apparaît pas par magie, elle vient de l'air.

Piège 4 : confondre « système fermé » et « récipient solide ». Un système est fermé s'il n'échange aucune matière avec l'extérieur. Un bécher ouvert posé sur la table est un système ouvert, même s'il est solide et immobile. C'est le bouchon — l'absence d'échange de gaz — qui ferme le système.

Piège 5 : croire que la conservation ne vaut que pour les solides. La masse se conserve quels que soient les états : solide, liquide ou gaz. Un gaz a une masse, même si on ne le voit pas. C'est justement parce qu'on oublie la masse des gaz qu'on croit, à tort, voir la loi violée.

Piège 6 : additionner et soustraire au mauvais endroit. Pour une masse de produit manquante, on additionne les réactifs. Pour une masse de réactif manquante, on soustrait du total des produits le ou les réactifs déjà connus. Toujours écrire d'abord $m_{\text{r}\acute{\text{e}}\text{actifs}}=m_{\text{produits}}$ pour ne pas se tromper de sens.

Application concrète

Yasmine prépare un exposé de chimie pour sa classe à Fès. Elle veut prouver expérimentalement la loi de Lavoisier avec du matériel simple : du vinaigre et du bicarbonate de soude, qui réagissent en produisant du dioxyde de carbone gazeux. Aidons-la à mener l'expérience et à interpréter ses mesures.

Étape 1 — Prévoir la transformation.

Le vinaigre (réactif) et le bicarbonate (réactif) réagissent pour former de l'eau, un sel dissous et du dioxyde de carbone (produits). Le $C{O}_2$ est un gaz. Yasmine note tout de suite le point délicat : si ce gaz s'échappe, sa balance ne le pèsera plus.

Étape 2 — Première mesure, en système ouvert.

Yasmine verse le bicarbonate dans un bécher ouvert contenant le vinaigre. Avant réaction, l'ensemble (bécher, vinaigre, bicarbonate) pèse 250 g. Ça mousse, du gaz s'échappe. Après réaction, la balance affiche 247,8 g. La masse semble avoir diminué de $250-\mathrm{247,8}=\mathrm{2,2}$ g. Karim, dans la classe, en conclut : « La loi de Lavoisier est fausse, on a perdu 2,2 g ! »

Étape 3 — Réfuter Karim.

Yasmine corrige : la masse n'a pas été détruite, c'est le dioxyde de carbone qui s'est échappé du bécher ouvert. Ces 2,2 g correspondent exactement à la masse du gaz parti dans l'air. En système ouvert, la balance ne peut pas vérifier la conservation, puisqu'une partie de la matière a quitté le système.

Étape 4 — Recommencer en système fermé.

Yasmine refait l'expérience, cette fois dans une bouteille en plastique qu'elle bouche aussitôt. Le système est maintenant fermé : le $C{O}_2$ reste prisonnier. Avant réaction, l'ensemble pèse 250 g. Après réaction, la balance affiche toujours 250 g : la masse n'a pas bougé. La loi de Lavoisier est vérifiée.

Étape 5 — Conclure par le calcul.

Yasmine relie ses deux essais. En système fermé, $m_{\text{avant}}=m_{\text{apr}\grave{\text{e}}\text{s}}=250$ g. Le gaz qui s'était échappé dans le premier essai pesait $\mathrm{2,2}$ g : c'est exactement la différence observée en système ouvert. Tout concorde, à la fois par l'expérience et par le calcul.

Conclusion.

L'exposé de Yasmine démontre que la masse se conserve toujours, et que seul un système fermé permet de le voir sur une balance. C'est précisément cette logique — compter toute la matière, gaz inclus, sans en perdre ni en inventer — que tu retrouveras au lycée quand tu équilibreras des équations de réaction.

À retenir

Avant les exercices, voici les règles essentielles à mémoriser.