L’équation de réaction

Cours de chimie niveau seconde –2. Modélisation des transformations de la matière et transfert d’énergie– B) Transformations chimiques

1. Définition
2. Les règles de conservation
3. Les coefficients stoechiométriques
4. Equilibrer une équation de réaction: méthode
5. Quelques astuces pour équilibrer
6. Les erreurs à éviter lors de l’équilibrage d’une équation
7. Préciser l’état des produits et des réactifs
8. Equilibrer une équation de réaction: quelques exemples
9. Exploiter une équation de réaction

Définition

Une équation de réaction est la modélisation d’une transformation chimique qui indique la formule chimique des réactifs et des produits ainsi que les proportions dans lesquelles ils interviennent.

Une équation de réaction comporte:

• à gauche la liste des formules chimiques des réactifs séparées par un signe “+”
• au centre la flèche orientée de gauche à droite (des réactifs vers les produits)
• à droite la liste des formules chimiques des produits séparées par un signe “+”
• Chaque formule peut être précédée d’un nombre appelé coefficient stoechiométrique
• Il est possible de rajouter entre parenthèse l’état de chaque réactif et produit

Exemple
L’équation de réaction de la combustion du propane s’écrit C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O
On y trouve bien:

• à gauche la formule du propane (C₃H₈) et du dioxygène (O₂) qui jouent le rôle de réactifs ces formules sont séparées par un signe “+”
• au centre la flèche (→ )
• à droite la formule du dioxyde de carbone (CO₂ ) et de l’eau (H₂O) qui correspondent aux produits de la combustion, ces formules sonrt aussi
• séparées par un signe “+”
• Le propane n’a pas de coefficient stoechiométrique mais celui du dioxygène est “5”, celui du dioxyde de carbone est “3” et celui de l’eau est “4”

Les règles de conservation

Une transformation chimique respecte toujours deux règles de conservations fondamentales: celle des éléments chimiques et celle de la charge électrique. L’écriture d’une équation de réaction permet de rendre compte ces conservations grâce aux coefficients stoechiométriques.

Les coefficients stoechiométriques

Un coefficient stoechiométrique est un nombre placée avant la formule chimique d’un réactif ou d’un produit dans une équation de réaction. Il permet de modifier le nombre de chacune des espèces chimique figurant dans cette équation afin d’équilibrer cette dernière, c’est à dire de faire en sorte:

• que le nombre total de chaque élément soit identique dans les réactifs et les produits
• que la charge électrique totale des réactifs soit la même que la charge totale des produits

Une absence de coefficient est équivalente à un coefficient “1”, seul un “exemplaire” de l’espèce chimique intervient.
Si un coefficient stoechiométrique “2” précède une formule alors l’espèce chimique intervient deux fois
Si une formule est associée à un coefficient “3” alors 3 espèces chimiques interviennent etc

Par exemple, si l’on considère à nouveau l’équation de réaction C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O, alors celle ci nous indique qu’une molécule de propane et 5 molécules de dioxygène réagissent pour former 3 molécules de dioxyde de carbone et 4 molécules d’eau.

Méthode pour écrire une équation de réaction

Etape 1 : identifier les réactifs et les produits de la transformation chimique
Etape 2 : trouver les formules chimiques de chaque réactif et de chaque produit
Etape 3: écrire l’équation de réaction sans les coefficient
Etape 4: ajouter les coefficients stoechiométrique afin de respecter la conservation des éléments
Etape 5: vérifier que la conservation de la charge électrique est respectée

Remarques

• Le respect de la conservation des éléments chimique doit nécessairement entraîner la conservation de la charge électrique, la vérification demandée dans l’étape 5 permet donc simplement de s’assurer qu’aucune erreur n’a été faite à lors de l’équilibrage.
• Si aucun ion n’intervient parmi les réactifs ou les produits alors la vérification de la conservation de la charge électrique n’est pas utile.

Equilibrer une équation de réaction: méthode

L’équilibrage se débute avec l’équation de réaction écrite sans coefficients stoechiométriques, il peut se faire en suivant la méthode suivante:

• faire la liste des différents éléments chimiques présents dans les produits et les réactifs (si certains éléments figurent dans les réactifs et pas dans les produits ou inversement alors l’équation comporte déjà une erreur ! )
• Compter le nombre total d’éléments n°1 présents dans les réactifs en tenant compte de chaque de toutes les espèces chimiques.
• Compter le nombre total d’éléments n°1 présents dans les produits
• Si les deux nombres précédents sont égaux alors l’équilibre est déjà respecté pour cet élément
• Si les deux nombres précédents sont différents alors il il faut rajouter un coefficient stoechiométrique du coté du nombre le plus petit, devant l’une espèce chimique comportant cet élément. Le coefficient stoechimétrique permet de multiplier le nombre d’espèce chimique et il faut donc le choisir de manière à obtenir un même total de chaque coté de la flèche de l’équation.
• Passer en suite à l’élément chimique n°2 et aux suivant puis opérer de la même manière à chaque fois.
• Compter et comparer à nouveau le nombre de chaque élément dans les réactifs et les produits afin de vérifier que l’équation est bien équilibrée et que l’équilibrage d’un élément n’a pas rompu l’équilibre des précédents.
• Vérifier que la charge totale est la même pour les réactifs et les produits.

Quelques astuces pour équilibrer

S’il les éléments d’une équation sont équilibrés les uns après les autres sans ordre prédéterminé il peut arriver qu’en équilibrant un élément on en déséquilibre un autre. Pour éviter un travail inutile il est donc préférable de repérer le ou les éléments qui interviennent dans des corps simples (constitués d’une seule sorte d’élément comme le graphite C, le dioxygène O₂, le diazote N₂, l’ozone O₃ l’ion chlorure Cl ^– etc) afin de ne les équilibrer qu ‘en dernier.

Dans le cas d’une combustion il est donc préférable d’équilibrer l’oxygène (présent dans le dioxygène réactif) en dernier.

Si la combustion est celle d’une espèce chimique organique alors il est préférable d’équilibrer d’abord le carbone, puis l’hydrogène, éventuellement les autres éléments puis l’oxygène en dernier.

Si un élément est présent en nombre impair dans un seul réactif et qu’il se trouve en un nombre pair inférieur dans un seul produit alors il n’est pas possible d’équilibre en plaçant un unique coefficient stoechiométrique devant l’espèce chimique qui le contient en nombre pair car le résultats sera toujours pair ! Il faut donc commencer par multiplier les coefficients stoechiométriques de tous les produits et tous les réactif par deux afin d’aboutir à un nombre pair de chaque coté tout en ne modifiant pas les équilibres déjà obtenus.

Les erreurs à éviter lors de l’équilibrage d’une équation

• On ne peut en aucun cas modifier les indices présents dans les formules chimiques
• Les coefficients ne peuvent pas être insérés à l’intérieur d’une formule chimiques
• Il n’est pas possible d’équilibre en ajouter des espèces chimiques supplémentaires si celle-ci n’interviennent pas dans la transformation chimique.
• Ne pas oublier de faire une dernière vérification du nombre de chaque élément avant de considérer une équation comme équilibrée

Préciser l’état des produits et des réactifs

Pour préciser l’état des réactifs on peut ajouter les indications suivantes entre parenthèse après chaque formule chimique de l’équation:

• s pour un solide (poudre, fibre, précipité…)
• l pour un liquide
• g pour un gaz (c’est souvent l’état des produits issus d’une combustion)
• aq pour une substance dissoute dans une solution aqueuse.

Exemples: C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(g)

Equilibrer une équation de réaction: quelques exemples.

Exemple 1: la combustion du carbone

Lors de cette combustion le combustion le carbone réagit avec le dioxygène pour former du dioxyde carbone.
Les réactifs sont de le carbone (C) et le dioxygène (O₂)
Le produit est le dioxyde de carbone (CO₂)
L’équation sans coefficient est :

C(s) + O₂(g ) → CO₂ (g)

Les éléments présents sont C, et O
Il y a un carbone dans les réactif (C) et un dans les prouit (CO₂) , l’équilibre est déjà atteint.
Il y a deux oxygène dans les réactifs (O₂₎ et deux dans les produits (CO₂)
Par conséquent l’équation écrite est déjà équilibrée, elle ne nécessite par d’ajouter de coefficients.

Exemple 2: la combustion du dihydrogène

Le dihydrogène brûle avec le dioxygène en formant de l’eau.
Les réactifs sont donc le dihydrogène (H₂) et le dioxygène (O₂)
Le produit est de l’eau (H₂O)
L’équation de réaction non équilibrée est :

H₂(g) + O₂(g) → H₂O(g)

Les éléments présents sont H et O
Il y a deux oxygène dans les réactifs (O₂) et un seul dans les produits (H₂O), il y a par conséquent un déficit d’oxygène dans les produits qu’il faut compenser. Pour que les produits contienent aussi un total de deux oxygène il faut multiplier le nombre de molécule d’eau par 2 d’ou la nouvelle équation de réaction (temporaire):

H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g)

Il y a deux hydrogène dans les réactifs (H₂) mais il y en 4 dans les produits (les deux molécules d’eau comportent un total de 2 x 2 = 4 hydrogène). Pour combler le déficit d’hydrogène dans les réactifs on peut multiplier le nombre de molécules de dihydrogène par 2 et puisque chacune en contient deux le total est alors de 2 x 2 = 4 hydrogène
On obtient alors une équation de réaction équilibrée:

2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g)

Exemple 3: la combustion complète du méthane

Le méthane brûle dans le dioxygène en formant du dioxyde de carbone et de l’eau.
Les réactifs sont le méthane (CH₄) et le dioxygène (O₂)
Les produits sont le dioxyde de carbone (CO₂) et l’eau (H₂O)
L’équation de réaction sans coefficient est la suivante:

CH₄(g) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(g)

Les éléments présents sont C, H et O
Il y a un carbone dans les réactifs (CH₄) et un dans les produit (CO₂) aucun ajustement n’est donc nécessaire.
Il y 4 hydrogène dans les réactifs (CH₄) mais seulement 2 dans les produits (H₂O), ce déficit peut être combler en multipliant le nombre de molécule d’eau par deux ce qui permet d’obtenir un total de 2×2 = 4 hydrogène d’où l’équation de réaction temporaire:

CH₄(g) + O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)

Selon cette nouvelle équation il y a 2 oxygène dans les réactifs ( dans O₂) mais il y en a un total de 4 dans les produits ( 2 dans la molécules de CO₂ et 2 dans les deux molécules H₂O) pour combler ce déséquilibre il faut multiplier le nombre de molécules de dioxygène par 2. On obtient donc l’équation finale équilbrée:

CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)

Exemple 4: la combustion complète de l’éthane

Tout comme le méthane, l’éthane brûle avec le dioxygène en produit de l’eau et du dioxyde de carbone.
Les réactifs sont l’éthane (C₂H₆) et le dioxygène (O₂)
Les produits sont le dioxyde de carbone (CO₂) et l’eau (H₂O)
Equation de réaction temporaire:

C₂H₆ (g) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(g)

Parmi les réactif seul l’éthane comporte du carbone (deux) tandis que dans les produits il se dans le dioxyde de carbone qui n’en comporte qu’un seul. Pour obtenir un total de deux carbone dans les réactifs, le nombre de molécules de dioxyde de carbone est multiplié par deux:

C₂H₆ (g) + O₂(g) → 2 CO₂(g) + H₂O(g)

Il y 6 hydrogène parmi les réactifs (dans la molécule d’éthane) tandis que les produits en comptent deux (dans la molécule d’eau) par conséquent il suffit de multiplier le nombre de molécules d’eau par 3 pour obtenir aussi un total de 3 x 2 = 6 atomes d’hydrogène parmi les produits soit l’équation:

C₂H₆ (g) + O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(g)

Les réactifs comportent seulement deux éléments oxygène (dans O₂) par contre, les réactifs en compte 2 x 2 = 4 dans les deux molécules de dioxyde de carbone ainsi que 3 dans les 3molécules d’eau ce qui conduit à un total de 4 + 3 = 7 oxygène pour les produits. Puisque ce nombre est impair il n’existe pas de facteur qui permette de l’obtenir à partir des deux oxygène présent dans les réactifs. En effet tout nombre pair multipié par n’importe quel entier conduit toujour un nombre pair or par définition un coefficient stoechiométrique est censé représenter un nombre d’entités microscopiques (molécules, atomes isolés ou ions) et ne peut par conséquent pas être décimal. Pour que l’équilibre soit obtenu il suffit de multiplier tout les coefficients par deux ainsi les équilibres déjà établis ne seront pas modifiés et le nombre impair d’oxygène des produits deviendra pair. Les coefficients deviennent donc
Pour C₂H₆ 2 x 1 = 2
Pour CO₂ 2 x 2 = 4
Pour H₂O 2 x 3 = 6
La nouvelle équation de réaction est donc:

2 C₂H₆ (g) + O₂(g) → 4 CO₂(g) + 6 H₂O(g)

Le nombre d’oxygène dans les réactifs passe à 14 (4 x 2 + 6) par conséquent l’équilibre s’obtient en multipliant le nombre de molécule de dioxygène par 7 ce qui permet d’obtenir une équation de réaction entièrement équilibrée:

2 C₂H₆ (g) + 7 O₂(g) → 4 CO₂(g) + 6 H₂O(g)

Exploiter une équation de réaction

Une équation de réaction fournit des informations élémentaires tels que les formules des réactifs et produits participant à la transformation chimique mais ses coefficients stoechiométriques apporte d’autres précisions: ils indiquent dans quelles proportions les réactifs sont consommés et les produits formés.

Ainsi:

• Si deux réactifs ont le même coefficients il sont consommés en même quantité
• Si un premier réactif a un coefficient deux fois plus grand qu’un deuxième alors la quantité de réactif n°1 consommée est deux fois plus grande que celle du deuxième réactif.
• Si un réactif à le même coefficient stoechiométrique qu’un produit alors la quantité de réactif consommée est égale à la quantité de produit formé.
• Si un réactif à un coefficient deux fois plus grand que celui d’un produit alors la quantité de réactif consommée est deux fois supérieure à celle de produit formé.

D’une manière générale si l’on a une équation de réaction de la forme suivante:

aA + bB → cC + dD

(A, B, C, D sont les formules des réactifs, a, b, c et d leurs coefficients stoechiométriques)

Alors on les proportions suivantes

n_Aconsommé = (a/b).n_Bconsommé = (a/c).n_Cformé = (a/d).n_Dformé

n_Bconsommé = (b/a).n_Aconsommé = (b/c).n_Cformé = (b/d).n_Dformé

n_Cformé = (c/a).n_Aconsommé = (c/b).n_Bconsommé = (c/d).n_Dformé

n_Dformé = (d/a).n_Aconsommé = (d/b).n_Bconsommé = (d/c).n_Cformé

Connaître ces proportions a principalement deux intérêts:

• Si les quantités de matière choisies pour les réactifs respectent ces proportions alors alors on dit qu’ils sont en “proportions stoechiométriques” ce qui permet de les consommer entièrement, il ne reste alors aucun des réactif à la fin de la transformation (on évite ainsi d’utiliser trop de réactifs ce qui est plus économique et plus écologique !)
• Elles permettent aussi de prévoir les quantités de produits obtenues à partir des quantités de réactifs utilisés