Équation-bilan d'une réaction chimique

Le cours

1. Introduction aux réactions chimiques\n\nDéfinition : Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle des espèces chimiques (réactifs) disparaissent et de nouvelles espèces (produits) apparaissent.\n\nReprésentation : par une équation-bilan qui respecte :\n1. La conservation des éléments (atomes)\n2. La conservation de la charge (si ions)\n\nEn Côte d'Ivoire :\n- Saponification : fabrication du savon\n- Fermentation : production d'alcool\n- Combustion : énergie, cuisson\n- Corrosion : dégradation des métaux\n- Photosynthèse : agriculture\n\nDescription du schéma 1: Représentation d'une réaction. Éléments : (1) Avant : réactifs séparés, (2) Pendant : transformation, (3) Après : produits formés, (4) Exemple : 2H₂ + O₂ → 2H₂O, (5) Flèche indiquant la transformation, (6) Conditions (Δ, lumière, catalyseur).\n\n## 2. Écriture d'une équation-bilan\n\n### Étapes méthodologiques\n1. Identifier les réactifs et produits\n2. Écrire les formules brutes correctes\n3. Écrire l'équation non équilibrée\n4. Équilibrer l'équation (ajuster les coefficients)\n5. Vérifier l'équilibre (même nombre d'atomes de chaque élément)\n6. Indiquer les états physiques (g, l, s, aq)\n7. Préciser les conditions si nécessaire (Δ, lumière...)\n\n### Symboles utilisés\n- → : transformation\n- + : séparation des réactifs ou produits\n- (g) : gaz\n- (l) : liquide\n- (s) : solide\n- (aq) : en solution aqueuse\n- Δ : chauffage\n\n### Exemple détaillé : combustion du méthane\n1. Réactifs : CH₄ (gaz) + O₂ (gaz)\n2. Produits : CO₂ (gaz) + H₂O (vapeur)\n3. Équation non équilibrée : CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O\n4. Équilibrage :\n - C : 1 → 1 ✓\n - H : 4 → 2 ✗ (ajuster H₂O)\n - O : 2 → 3 ✗ (ajuster O₂ et vérifier H)\n - Essai : CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O\n - Vérification : C(1=1), H(4=4), O(4=4) ✓\n5. Équation finale : CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g)\n\n## 3. Signification des coefficients stœchiométriques\n\n### Au niveau microscopique\nLes coefficients indiquent le nombre relatif de molécules/atomes/formules unités qui réagissent ou se forment.\n\nExemple : 2H₂ + O₂ → 2H₂O signifie :\n- 2 molécules H₂ réagissent avec 1 molécule O₂\n- pour former 2 molécules H₂O\n\n### Au niveau macroscopique\nLes coefficients indiquent le rapport des quantités de matière (en moles).\n\nMême exemple :\n- 2 moles H₂ réagissent avec 1 mole O₂\n- pour former 2 moles H₂O\n\n### Rapport stœchiométrique\n$$\\frac{n_{\\text{H₂}}}{2} = \\frac{n_{\\text{O₂}}}{1} = \\frac{n_{\\text{H₂O}}}{2}$$\n\n### Application numérique\nSi on a 0,5 mol H₂ :\n- O₂ nécessaire : $n_{\\text{O₂}} = 0,5 \\times \\frac{1}{2} = 0,25 \\ \\text{mol}$\n- H₂O produite : $n_{\\text{H₂O}} = 0,5 \\times \\frac{2}{2} = 0,5 \\ \\text{mol}$\n\nDescription du schéma 2: Interprétation microscopique et macroscopique. Éléments : (1) Niveau microscopique : dessin de 2 molécules H₂ + 1 O₂ → 2 H₂O, (2) Niveau macroscopique : 2 mol H₂ + 1 mol O₂ → 2 mol H₂O, (3) Correspondance via N_A, (4) Équation avec coefficients, (5) Rapport stœchiométrique.\n\n## 4. Loi de Lavoisier (loi de conservation de la masse)\n\n### Énoncé (1789)\n« Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »\n\n### Formulation chimique\nLors d'une réaction chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits.\n\n### Démonstration expérimentale\nExpérience de la réaction en vase clos :\n- AgNO₃(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO₃(aq)\n- Masse avant = masse après\n\n### Conséquences\n1. Équilibrage des équations (conservation atomes)\n2. Calcul des masses produites/consommées\n3. Bilans matières en industrie\n\n### Limites apparentes\n- Réactions avec gaz : semble violée si système ouvert\n- Réactions nucléaires : E = mc² (transformation masse-énergie)\n\n### En Côte d'Ivoire\n- Industrie du savon : bilan matière huile + soude → savon + glycérine\n- Engrais : calcul des apports nécessaires\n- Métallurgie : rendement d'extraction des métaux\n\n## 5. Exploitation d'une équation-bilan\n\n### Problèmes types\n1. Calcul de quantité de produit formé\n Donnée : quantité d'un réactif\n Question : quantité de produit\n \n2. Détermination du réactif limitant\n Donnée : quantités de plusieurs réactifs\n Question : quel réactif s'épuise en premier ?\n \n3. Calcul de quantité de réactif nécessaire\n Donnée : quantité de produit désiré\n Question : quantités de réactifs nécessaires\n \n4. Calcul de rendement\n Donnée : quantité théorique et réelle\n Question : rendement = (réel/théorique) × 100\n\n### Méthode de résolution\n1. Écrire l'équation équilibrée\n2. Convertir les données en moles\n3. Utiliser les rapports stœchiométriques\n4. Convertir le résultat en unités demandées\n5. Vérifier la cohérence\n\n## 6. Réactif limitant et excès\n\n### Définition\n- Réactif limitant : réactif qui s'épuise en premier, limitant la réaction\n- Réactif en excès : réactif présent en quantité supérieure à la stœchiométrie\n\n### Méthode d'identification\n1. Calculer les rapports $\\frac{n}{\\text{coefficient}}$ pour chaque réactif\n2. Le plus petit rapport correspond au réactif limitant\n\n### Exemple : 2H₂ + O₂ → 2H₂O\n- Données : 3 mol H₂, 2 mol O₂\n- Rapports : H₂ : 3/2 = 1,5 ; O₂ : 2/1 = 2\n- Réactif limitant : H₂ (plus petit rapport)\n- H₂ sera entièrement consommé\n- O₂ en excès : 2 - (3/2) = 0,5 mol restante\n\nDescription du schéma 3: Concept de réactif limitant. Éléments : (1) Analogie des sandwiches : 8 pains + 12 tranches jambon → 8 sandwiches (pains limitant), (2) Réaction 2H₂ + O₂ → 2H₂O avec 6 H₂ + 4 O₂, (3) Identification H₂ limitant, (4) Calcul O₂ excès, (5) Quantité H₂O produite.\n\n## 7. Applications pratiques en Côte d'Ivoire\n\n### Fabrication du savon (saponification)\nÉquation :\n$$\\text{huile} + 3\\text{NaOH} \\rightarrow \\text{savon} + \\text{glycérine}$$\n\nExemple calcul :\n- 1 kg d'huile de palme (M≈880 g/mol)\n- $n_{\\text{huile}} = 1000/880 ≈ 1,14 \\ \\text{mol}$\n- NaOH nécessaire : 3 × 1,14 = 3,42 mol\n- Masse NaOH : 3,42 × 40 = 136,8 g\n\n### Production de biogaz (fermentation)\nÉquation simplifiée :\n$$\\text{matière organique} \\rightarrow \\text{CH}_4 + \\text{CO}_2$$\n\n### Corrosion du fer\nÉquation : $4\\text{Fe} + 3\\text{O}_2 + 6\\text{H}_2\text{O} \\rightarrow 4\\text{Fe(OH)}_3$\n\n### Traitement des eaux (coagulation)\nÉquation : $\\text{Al}^{3+} + 3\\text{OH}^- \\rightarrow \\text{Al(OH)}_3$ (floculation)\n\n## 8. Rendement d'une réaction\n\n### Définition\n$$\\text{Rendement} = \\frac{\\text{quantité réelle obtenue}}{\\text{quantité théorique}} \\times 100$$\n\n### Causes de rendement < 100%\n1. Réactions incomplètes (équilibre)\n2. Pertes mécaniques (manipulation)\n3. Réactions parasites (produits secondaires)\n4. Evaporation, décomposition\n\n### Exemple :\nProduction de 85 g de H₂O à partir de 10 g H₂\n- Théorique : 10 g H₂ = 5 mol → 5 mol H₂O = 90 g\n- Rendement = (85/90)×100 ≈ 94,4%\n\n### Importance en industrie\n- Maximiser le rendement\n- Minimiser les déchets\n- Optimiser les coûts\n\n## 9. Tableau d'avancement\n\n### Outil puissant pour suivre l'évolution des quantités.\n\n### Structure\n| État | Avancement | 2H₂ | + | O₂ | → | 2H₂O |\n|------|------------|-----|---|----|---|------|\n| Initial | 0 | n₀(H₂) | | n₀(O₂) | | 0 |\n| En cours | x | n₀(H₂)-2x | | n₀(O₂)-x | | 2x |\n| Final | x_max | n₀(H₂)-2x_max | | n₀(O₂)-x_max | | 2x_max |\n\n### Détermination de x_max\n- Si H₂ limitant : n₀(H₂)-2x_max = 0 → x_max = n₀(H₂)/2\n- Si O₂ limitant : n₀(O₂)-x_max = 0 → x_max = n₀(O₂)\n- Le plus petit x_max est le bon\n\n### Avantages\n- Visualisation claire\n- Calculs systématiques\n- Adapté aux réactions successives\n\n## 10. Exercices intégrés\n\n### Problème complet\n« Un atelier à Abidjan produit du savon à partir d'huile de palme. L'équation de saponification est :\nC₅₇H₁₀₄O₆ (huile) + 3NaOH → 3C₁₇H₃₅COONa (savon) + C₃H₈O₃ (glycérine)\nMasses molaires : huile=884 g/mol, NaOH=40 g/mol, savon=304 g/mol.\n\nL'atelier dispose de 50 kg d'huile et 8 kg de soude (NaOH).\n\n1. Équilibre l'équation (déjà fait).\n2. Identifie le réactif limitant.\n3. Calcule la masse de savon théoriquement produite.\n4. En réalité, on obtient 42 kg de savon. Calcule le rendement.\n5. Quelle masse de glycérine est produite théoriquement ? »\n\n### Solution\n1. Équation déjà équilibrée.\n2. $n_{\\text{huile}} = 50000/884 ≈ 56,6 \\ \\text{mol}$\n $n_{\\text{NaOH}} = 8000/40 = 200 \\ \\text{mol}$\n Rapport huile : 56,6/1 = 56,6\n Rapport NaOH : 200/3 ≈ 66,7\n Réactif limitant : huile (plus petit rapport)\n3. D'après l'équation : 1 mol huile → 3 mol savon\n $n_{\\text{savon (théo)}} = 3 × 56,6 = 169,8 \\ \\text{mol}$\n $m_{\\text{savon (théo)}} = 169,8 × 304 ≈ 51600 \\ \\text{g} = 51,6 \\ \\text{kg}$\n4. Rendement = (42/51,6)×100 ≈ 81,4%\n5. 1 mol huile → 1 mol glycérine\n $n_{\\text{glycérine}} = 56,6 \\ \\text{mol}$\n $M(\\text{C₃H₈O₃}) = 92 \\ \\text{g/mol}$\n $m_{\\text{glycérine}} = 56,6 × 92 ≈ 5207 \\ \\text{g} = 5,21 \\ \\text{kg}$