Si après avoir travaillé la matière avec les outils du site, vous avez encore des questions  ou besoin d'un coaching méthode, vous pouvez nous contacter. Notre équipe didactique se fera un plaisir de vous aider.

La codification

Afin de pouvoir lire et utiliser correctement une équation chimique, il faut en comprendre les codes.
Une équation chimique est divisée en 3 parties distinctes :

La flèche de réaction veut dire beaucoup. Elle marque la transformation et indique si la réaction est complète ou non, selon sa forme. Elle peut porter des informations au dessus ou en dessous telles que la présence d'un catalyseur, d'un solvant particulier ou encore de conditions particulières (température élevée ou basse, pression élevée ou basse, présence de lumière particulière, ....).

Flèche indiquant une réaction complète		Flèche indiquant une réaction incomplète (dite équilibrée)

 

La pondération

Il en va de même pour les charges, on doit avoir la même charge globale de part et d'autre de la flèche. On appelle cela la loi de conservation des charges.

Comment pondérer une raction en pratique

Comment pondérer une raction en pratique

 

Dans une réaction chimique, il nous faut autant d'atomes de chaque type à gauche qu'à droite .... On utilise pour cela des nombres (appelés coefficients stoechiométriques) que nous plaçons devant les molécules. Ils multiplient le nombre d'atome de chaque molécule.

 

AVANT PONDERATION

\[ \Large \begin{array}{|c|c|} \hline &Cl_2O_7 &+&H_2O&\longrightarrow & HClO_4\\\hline \hline Cl &2&&&&1 \\\hline \hline O &7&&1&&4 \\\hline \hline H &&&2&&1 \\\hline\hline TOTAL &&12\; atomes& & \neq&6 \;atomes \\\hline \end{array}\]

 

APRES PONDERATION

\[ \Large \begin{array}{|c|c|} \hline &Cl_2O_7 &+&H_2O&\longrightarrow & \color{red}{2} HClO_4\\\hline \hline Cl &2&&&&2 \\\hline \hline O &7&&1&&8 \\\hline \hline H &&&2&&2 \\\hline\hline TOTAL &&12\; atomes& & =& \color{red}{12}\; atomes \\\hline \end{array}\]

 

 

 

 

 

Comment faire ?

Comment faire ?

Video reactions

La réaction complète

Une réaction complète est une réaction qui ne s'arrête que lorsqu'il manque un des réactifs. Tant que tous les réactifs sont présents, cette réaction continue. Ceci signifie qu'il est facile de déterminer la quantité de produits qui seront formés sur base de la quantité de réactifs mis en réaction.

On l'identifie dans l'équation par une simple flèche vers la droite signifiant que seule la réaction de gauche à droite se réalise. L'inverse étant une réaction impossible.

La réaction équilibrée

La constante d'équilibre, c'est un paramètre, déterminé expérimentalement, dont la valeur varie avec la température. Elle caractérise l'état d'équilibre et va nous permettre de déterminer les concentrations des réactifs et des produits au moment de l'équilibre. Pour une réaction donnée, la valeur de la constante est tabulée à 25°C.

L"équilibre s'installe lorsque ce quotient est égal à la valeur de la constante d'équilibre, nous pouvons donc écrire que la valeur de la constante d'équilibre équivaut à ce quotient lorsque les concentrations des réactifs et des produits ne changent plus.

 

\[ \Large K=\frac{[C]^c_{eq}[D]^d_{eq}}{[A]^a_{eq}[B]^b_{eq}}\]

 

On indique pas dans l'expression de K la concentration des solides et du solvant de la réaction car leur concentration est considérée comme constante ... Ce qui est totalement vrai pour les solides dont la structure est la plus compacte possible. Pour les solvants, leur quantité étant bien plus importante que le reste des réactifs, la consommation ou la production de solvant est insignifiante mathématiquement.

Remarquons qu'avant l'équilibre, il y a plus de réactifs et moins de produits qu'à l'équilibre, à ce moment là donc Q < K. Si l'on dépasse l'équilibre, c'est l'inverse et Q > K

 

L'équilibre dynamique peut être déplacé, c'est le principe de Le Chatelier

Le principe de Le Chatelier dit q'une réaction à l'équilibre s'opposera à tout changement qu'on lui impose. Et c'est normal, si on change une concentration en réactif ou en produit, on change la valeur du quotient réactionnel ... qui n'est donc plus égal à la constante d'équilibre. Pour retrouver l'état d'équilibre, la réaction va adapter les concentrations. Elle se déplacera donc soit vers la gauche soit vers la droite en fonction de la modification : 

• Si on ajoute des réactifs, Q < K, il faut diminuer la quantité de réactifs et augmenter celle des produits, elle se déplacera donc vers la droite 
• Si on ajoute des produits, c'est le contraire : Q > K, la réacton se déplacera vers la gauche

En plus de la concentration, d'autres paramètres influencent l'équilibre :

• La pression si des gaz sont présents dans la réaction
• La température

 Ainsi, si on augmente la pression, la réaction se déplacera du côté où il y a le moins de nombre de moles de gaz (pour diminuer la pression). Si on augmente la température, elle se déplacera dans le sens où elle va consommer de l'énergie (nous en reparlerons plus tard).

  

Application du principe de Le Chatelier

Application du principe de Le Chatelier

Prenons l'exemple de production de l'acide sulfurique (H2SO4) à partir du soufre. Différentes réactions sont utilisées : \[ \Large S_{(S)} + O_{2 \;(g)} \longrightarrow SO_{2 \;(g)}  \normalsize \text{     [Réaction 1]}  \] \[ \Large SO_{2 \;(g)} + \frac{1}{2} O_{2 \;(g)} \rightleftarrows SO_{3 \;(g)}  \normalsize \text{     [Réaction 2]}  \] \[ \Large SO_{3 \;(g)} + H_2O_{(L)} \longrightarrow H_2SO_{4 \;(L)}  \normalsize \text{     [Réaction 3]}  \]

La réaction d'oxydation du dioxyde de soufre est équilibrée, c'est sur elle que le chimiste va effectuer des adaptations pour la déplacer au maximum vers la droite.
Quelles sont les conditions à appliquer à cette réaction pour la déplacer vers la droite ?

Les quantités	de réactifs	Pour déplacer vers la droite il faut les augmenter	Augmenter la quantité de O2 est la meilleure solution pour optimiser l'utilisation du soufre
	de produits	Pour déplacer vers la droite il faut les diminuer	La réaction suivante (l'hydratation du trioxyde de soufre) consomme un produit. Alterner la réaction 2 et la réaction 3 permet de déplacer l'équilibre
La pression		Il y a une mole et demi de gaz dans les réactifs Il y a une mole de gaz dans les produits	En augmentant la pression, la réaction tentera de la diminuer en diminuant le nombre de moles de gaz, en se dépalçant donc vers la droite.
La température		Nous n'avons pas de données énergétiques sur la réaction	Il nous est donc impossible de nous prononcer sur ce facteur

Ceci s'applique à toute réaction équilibrée. En fonction des chapitres, nous préciserons la nature de l'équilibre par un indice : Ka, Kb : Constantes d'caidité et de basicité Ks : Constantes de solubilité Ki : Constante d'instabilité (pour les complexes)

Maintenant que l'on comprend bien ce qu'est une réaction chimique et comment la représenter par une équation chimique ; il est temps de l'utiliser pour pouvoir déterminer des quantités. L'objectif du chimiste est là ... Savoir quelle quantité de réactifs mélanger afin de produire une quantité voulue de produits par exemple.

Une seule méthode, le tableau de bilan de matière

D'abord, une procédure de mise en place

Il s'agit d'organiser les calculs sous l'équation afin de :

• savoir ce que l'on a comme données
• savoir ce que l'on cherche
• avoir un chemin logique pour transformer les données en réponse

1. L'équation chimique pondérée 
2. Les données
3. Le nombre de moles initial (provenant de la transformation des données)
4. Le nombre de moles qui réagit (Nous en reparlerons)
5. Le nombre de moles final (Nombre de moles initial - Nombre de moles qui réagit)

Attention à quelques détails qui feront toute la différence : Toujours pondérer l'équation pour ne pas oublier (Nous en aurons besoin par la suite) Bien choisir sa flèche. Se demander donc si on est dans le cas d'un équilibre (ou pas).

Remplissage à l'aide de l'énoncé

Identifier à quel réactif ou produit se rapportent les données afin de les placer dans la bonne case de donnée. Ces données vont indiquer des quantités soit mises en jeu (réactifs), soit récupérées (produits). On peut avoir des masses, des concentrations et des volumes prélevés, mais aussi pour les gaz un ensemble de paramètres (Pression, température, volume).

Exemple 1 : On a des quantités de réactifs mises en réaction au départ et des quantité récoltées :

\[ \Large \begin{array}{|c|c|} \hline &Na_2CO_3 &+& HCl &\longrightarrow & NaHCO_3&+&NaCl\\\hline \hline Données &&&&&& \\\hline \hline n_i &\color{green}{Etape\; 1}&&\color{green}{Etape\; 1}&&\color{#F85}{Etape\; 2}&&\color{#F85}{Etape\; 2} \\\hline \hline n_r &\color{red}{Etape\; 3}&&\color{red}{Etape\; 3}&&\color{red}{Etape\; 3}&&\color{red}{Etape\; 3} \\\hline \hline n_f &\color{#F85}{Etape\; 2}&&\color{#F85}{Etape\; 2}&&\color{green}{Etape\; 1}&&\color{green}{Etape\; 1} \\\hline \end{array}\]

Exemple 2 : On a des quantités de réactifs mises en réaction au départ et des quantité qui réagissent :

\[ \Large \begin{array}{|c|c|} \hline &Na_2CO_3 &+& HCl &\longrightarrow & NaHCO_3&+&NaCl\\\hline \hline Données &&&&&& \\\hline \hline n_i &\color{green}{Etape\; 1}&&\color{green}{Etape\; 1}&&\color{#F85}{Etape\; 2}&&\color{#F85}{Etape\; 2} \\\hline \hline n_r &\color{#F85}{Etape\; 2}&&\color{#F85}{Etape\; 2}&&\color{green}{Etape\; 1}&&\color{green}{Etape\; 1} \\\hline\hline n_f &\color{red}{Etape\; 3}&&\color{red}{Etape\; 3}&&\color{red}{Etape\; 3}&&\color{red}{Etape\; 3} \\\hline  \end{array}\]

Une fois les données placées dans le tableau, il faut les transformer en moles et remplir : n_i si les données sont relatives à des réactifs ou n_r, si les données sont relatives à des produits. 

L'énoncé doit vous aider à comprendre, de nombreuses tournures de phrases peuvent vous mettre sur la voie ...: Déterminer le pourcentage de ...  dans l'échantillon : les données ne peuvent être utilisées pour calculer ni car l'échantillon n'est pas un corps pur. A l'équilibre, on ajoute ... : Attention, on démarre d'une situation d'équilibre, ni des produits ne sera pas égal à zéro, nf des réactifs non plus d'ailleurs. on fait réagir avec un excès de ... : l'excès signifie que l'on met plus d'une substance qu'il n'en faut. On peut ne pas s'occuper de cette colonne, on sait que ce réactif ne limitera pas la réaction.

Une stratégie basée sur la compréhension de l'énoncé

Réfléchir à n_f pour les réactifs et n_i pour les produits. Si on ne signale pas la présence de produits de réaction au départ, leur quantité initiale vaut zéro ... De même, si on signale qu'il n'y a plus de réactifs à la fin, leur quantité finale vaut zéro.

Cette étape nécessite de pouvoir décrypter l'énoncé finement pour en tirer la bonne conclusion ...  De nombreuses tournures de phrases peuvent vous mettre sur la voie ... Voici quelques exemples : Neutralisation complète : le mot "complète" signifie que le réactif dont on parle n'existera plus à la fin (nf=0). Neutralisation partielle : il restera du réactif à la fin. Déterminer le pourcentage de ...  dans l'échantillon : les données ne peuvent être utilisées pour calculer ni car l'échantillon n'est pas un corps pur mais un mélange. A l'équilibre, on ajoute ... : Attention, on démarre d'une situation d'équilibre, ni des produits ne sera pas égal à zéro, nf des réactifs non plus d'ailleurs. On fait réagir avec un excès de ... : l'excès signifie que l'on met plus d'une substance qu'il n'en faut. On peut ne pas s'occuper de cette colonne, on sait que ce réactif ne limitera pas la réaction.

Appliquer les rapports entre les quantités

+ - Sans excès , le cas le plus simple, quantités initiales et finales pour un seul réactif ou quantité stoechiométrique de chaque réactif Click to collapse

Voici un exemple. Nous avons déjà fait les premières étapes. L'énoncé nous amenait à ce remplissage de tableau :

\[ \Large \begin{array}{|c|c|} \hline &Na_2CO_3 &+& HCl &\longrightarrow & NaHCO_3&+&NaCl\\\hline \hline Données &V=10,00mL=0,01L&&V=11,266 mL=0,011266L&&& \\&C=?&&C=0,079M\\\hline \hline n_i &&&n=C.V=0,079.0,011266&&0&&0 \\&&&n=8,9.10^{-4}\\\hline \hline n_r &&&\color{red}{-8,9.10^{-4}}&&&& \\\hline\hline n_f &0&&0&&&& \\\hline  \end{array}\]

Nous voyons que c'est une stoechiométie sans excès car, on ne nous donne la possibilité de calculer le nombre de moles initiale que d'un seul réactif. Nous remarquons que l'énoncé nous a amené à déduire que nous épuiserons les deux réactif (n_f=0). Il nous est donc facilement possible de déterminer n_r pour HCl (n_f-n_i).

Déterminer nr pour l'autre réactif (dont on demande la concentration initiale), c'est appliquer les rapports entre les quantités qui réagissent (les coefficients stoechiométriques).
Nous remarquons que ces coefficients sont "1" pour les deux réactifs.  Cela signifie qu'il y aura autant de moles de l'un qui réagira que de moles de l'autres ... Nous pouvons donc remplir n_r pour le carbonate de sodium.

\[ \Large \begin{array}{|c|c|} \hline &Na_2CO_3 &+& HCl &\longrightarrow & NaHCO_3&+&NaCl\\\hline \hline Données &V=10,00mL=0,01L&&V=11,266 mL=0,011266L&&& \\&C=?&&C=0,079M\\\hline \hline n_i &8,9.10^{-4}&&n=C.V=0,079.0,011266&&0&&0 \\&&&n=8,9.10^{-4}\\\hline \hline n_r &\color{red}{-8,9.10^{-4}}&&\color{red}{-8,9.10^{-4}}&&\color{red}{+8,9.10^{-4}}&&\color{red}{+8,9.10^{-4}} \\\hline\hline n_f &0&&0&&8,9.10^{-4}&&8,9.10^{-4} \\\hline  \end{array}\]

Cela, nous permet de déterminer le nombre de moles initiales (8,9 . 10^-4moles ) de carbonate de sodium. Nous pouvons alors passer à la dernière étape : calculer la concentration initiale demandée.

 

+ - Avec excès, une étape en plus, quantités de deux réactifs au moins qui ne sont pas dans les mêmes proportions que les coefficients stoechiométriques Click to collapse

Lorsque l'on a un nombre de moles initial pour deux réactifs qui ne correspondent pas au rapport des coefficients stoechiométriques, il faut trouver celui dont la quantité s'épuise en premier ; celui en défaut. L'autre sera celui en excès ...

\[ \Large \begin{array}{|c|c|} \hline &Na_2CO_3 &+& HCl &\longrightarrow & NaHCO_3&+&NaCl\\\hline \hline Données &V=10,00mL=0,01L&&V=11,266 mL=0,011266L&&& \\&C=1,02M&&C=0,079M\\\hline \hline n_i &n=C.V=1,02.0,01&&n=C.V=0,079.0,011266&&0&&0 \\&n=1,02.10^{-2}&&n=8,9.10^{-4}\\\hline \hline n_r &\color{red}{-8,9.10^{-4}}&&\color{red}{-8,9.10^{-4}}&&\color{red}{+8,9.10^{-4}}&&\color{red}{+8,9.10^{-4}} \\\hline\hline n_f &9,31.10^{-3}&&0&&8,9.10^{-4}&&8,9.10^{-4} \\\hline  \end{array}\]

Dans ce cas présent, la pondération indique que chaque fois que l'on fait réagir une mole d'un des réactif, une mole de l'autre réagit aussi. On ne pourra donc faire réagir que 8,9 . 10^-4 moles de chaque puisqu'à ce moment là il n'y aura plus de HCl et la réaction s'arrêtera. Nous pouvons alors appliquer cette réflexion pour déterminer les quantités que nous aurons de produit.

Deux remarques sur le fonctionnement du tableau : Nous pouvons calculer le nombre de moles qui réagit du réactif 1 à l'aide du nombre de moles  qui réagit du réactif 2 simplement  nr reactif 1 = (nr reactif 2/ coefficient stoectiométrique du réactif 2) . coefficient stoectiométrique du réactif 1 Les quantités ne peuvent jamais être négatives, le tableau est donc auto-correctif. Si j'avais considéré le carbonate de sodium comme limitant, ma quantité de HCl aurait été de ( 8,9 . 10-4moles - 1,02 . 10-2 moles = - 9,31 . 10-3 moles), ce qui est impossible. Dès lors, nous pouvons détecter l'erreur de raisonnement et la corriger.

+ - Un équilibre, il nous faut une inconnue et un peu plus de maths Click to collapse

Lors d'un état d'équilibre, nous ne savons pas directement quelle quantité réagit, c'est le principe de l'équilibre, nous savons que la réaction s'rrêtera avant d'épuiser un réactif, mais nous ne savons pas quand. Un outil nous sera donc grandement utile ; la constante d'équilibre !

Le calcul commence comme les autres, par un tableau de matière :

\[ \Large \begin{array}{|c|c|} \hline &CO_2 &+& H_2O &\rightleftarrows & H_2CO_3\\\hline \hline Données &0,3\; moles&&0,6\; moles&\\\hline \hline n_r &\color{red}{-x}&&\color{red}{-x}&&\color{red}{+x}\\\hline \hline n_f &0,3-x&&0,6-x&&x \\\hline  \end{array}\]

Le remplissage du tableau diffère juste au niveau de n_r et n_f car contrairement aux stoechiométries avec ou sans excès, il nous est à ce stade impossible de déterminer la quantité qui réagit car cette quantité dépend de la valeur de la constante d'équilibre que nous n'avons pas encore utilisée.

Une fois que nous avons rempli tout le tableau, il est temps d'utiliser la constante d'équilibre .... dont la valeur dépend des concentrations à l'équilibre (K^298K = 1,7. 10^-3). Nous considérerons le volume égal à 1L de telle sorte que le nombre de moles et la concentration aient la même valeur.

\[ \Large K=\frac{[H_2CO_3]}{[H_2O].[CO_2]}=\frac{x}{(0,3-x).(0,6-x)}=1,7.10^{-3}\]

Nous avons alors une réaction du second degré : 

\[ \Large x^2-1,00153x+3,06.10^{-4} =0\]

En la résolvant, nous trouverons deux valeurs de x, une physiquement possible et l'autre pas (x₁ = 3,06.10^-4 et x₂ = 1.002). Nous pourrons alors retoruver les concentrations à l'équilibre :

\[ \Large \begin{array}{|c|c|} \hline[H_2CO_3] &x&3,06.10^{-4}\;M\\\hline \hline[H_2O] &0,3-x&0,3-3,06.10^{-4}=0,2997\; M\\\hline \hline[CO_2] &0,6-x&0,6-3,06.10^{-4}=0,5997\; M  \\\hline\end{array}\]

Finalement calculer le paramètre demandé

Ce qui est demandé dans la question est rarement le nombre de moles finale mais une concentration, une masse, un pourcentage, .... Il faut donc encore réaliser l'un ou l'autre calcul de quantité de matière après le tableau.