La modélisation des transformations chimiques

1. Le bilan d'une transformation chimique en toutes lettres

Rappel : réactifs et produits

Lors d'une transformation chimique, des substances disparaissent et de nouvelles substances apparaissent.

• Les réactifs sont les substances qui disparaissent (consommées) pendant la transformation.
• Les produits sont les substances qui se forment (apparaissent) pendant la transformation.

---

Écrire un bilan en toutes lettres

On écrit le bilan avec une flèche → qui se lit « donne », les réactifs à gauche et les produits à droite :

Réactifs → Produits

Le signe « + » se lit « et ». On ne mélange jamais réactifs et produits du même côté de la flèche.

---

Exemple 1 : la combustion du carbone

Quand du charbon de bois (carbone) brûle dans l'air (dioxygène), il se forme du dioxyde de carbone (un gaz invisible, le fameux CO₂).

Carbone + Dioxygène → Dioxyde de carbone

---

Exemple 2 : la combustion du méthane

Le méthane est le gaz utilisé dans les cuisinières à gaz et les chaudières. Quand il brûle :

Méthane + Dioxygène → Dioxyde de carbone + Eau

Oui, une combustion produit de l'eau ! C'est la buée qu'on voit parfois au-dessus d'une flamme de gaz.

---

Exemple 3 : la corrosion du fer

Quand un clou en fer rouille à l'air libre, c'est aussi une transformation chimique (mais très lente) :

Fer + Dioxygène → Oxyde de fer (la rouille)

---

2. Les formules chimiques

Chaque substance a une formule

Chaque substance chimique possède une formule chimique qui indique les atomes qui la composent et leur nombre.

---

Comprendre les indices

Le petit chiffre en bas à droite d'un symbole s'appelle l'indice. Il indique le nombre d'atomes de cet élément dans une seule molécule.

---

3. Passer du bilan à l'équation de réaction

Pour écrire une équation de réaction, on remplace chaque nom de substance par sa formule chimique.

Exemple : combustion du carbone

L'équation est plus précise que le bilan : elle montre quels atomes sont en jeu et en quelle quantité.

---

Exemple : combustion du méthane

⚠️ Attention : cette équation n'est pas encore équilibrée ! Si on compte les atomes, on n'a pas le même nombre des deux côtés. Il faut corriger ça.

---

4. La conservation des atomes

Le principe fondamental

Lors d'une transformation chimique, les atomes ne disparaissent pas et n'apparaissent pas : ils se réarrangent. C'est la loi de conservation de la masse, découverte par Antoine de Lavoisier en 1789.

Les atomes sont comme des passagers qui changent de train : ils montent dans de nouvelles molécules, mais aucun passager ne disparaît et aucun nouveau n'apparaît.

---

5. Équilibrer une équation de réaction

Pourquoi faut-il équilibrer ?

Puisque les atomes se conservent, le nombre d'atomes de chaque élément doit être identique à gauche et à droite de la flèche. Si ce n'est pas le cas, l'équation est fausse : il faut l'équilibrer.

---

Comment équilibrer ?

On ajuste l'équation en plaçant des coefficients (nombres entiers) devant les formules chimiques.

⚠️ Règle absolue : on n'a jamais le droit de modifier une formule chimique. On ne touche qu'aux coefficients devant les formules.

---

Coefficient vs indice : ne pas confondre !

---

Méthode pas à pas pour équilibrer

1. Écrire l'équation avec les formules chimiques (non équilibrée)
2. Compter les atomes de chaque élément à gauche et à droite
3. Ajuster en ajoutant des coefficients devant les formules
4. Vérifier que chaque élément a le même nombre d'atomes des deux côtés

---

6. Exemples d'équilibrage

Exemple 1 : combustion du carbone (déjà équilibrée !)

C + O₂ → CO₂

Cette équation est déjà équilibrée sans ajouter de coefficient. On a de la chance !

---

Exemple 2 : combustion du méthane (il faut équilibrer)

Étape 1 — Équation non équilibrée :

CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

Étape 2 — Compter les atomes :

Étape 3 — Ajuster progressivement :

L'hydrogène n'est pas équilibré : 4 à gauche, 2 à droite. On met un coefficient 2 devant H₂O :

CH₄ + O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Recomptons l'oxygène à droite : CO₂ donne 2 O, et 2 H₂O donne 2 × 1 = 2 O → total = 4 O à droite. À gauche, O₂ = 2 O. On met un coefficient 2 devant O₂ :

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Étape 4 — Vérification finale :

L'équation équilibrée est : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

---

Exemple 3 : combustion du butane (le gaz des briquets)

Étape 1 — Le butane (C₄H₁₀) brûle dans le dioxygène :

C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O (non équilibrée)

Étape 2 — Compter :

Étape 3 — Ajuster :

Le carbone : 4 à gauche, 1 à droite → coefficient 4 devant CO₂ :

C₄H₁₀ + O₂ → 4 CO₂ + H₂O

L'hydrogène : 10 à gauche, 2 à droite → coefficient 5 devant H₂O :

C₄H₁₀ + O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O

L'oxygène à droite : 4 × 2 + 5 × 1 = 8 + 5 = 13 O. À gauche : O₂ = 2 O par molécule. Il faut 13 ÷ 2 = 6,5 → on écrit le coefficient 13/2 devant O₂. Pour éviter les fractions, on multiplie tout par 2 :

2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O

Étape 4 — Vérification :

---

7. Ce qu'il ne faut JAMAIS faire

• ❌ Modifier une formule chimique : écrire H₃O au lieu de H₂O pour « ajouter un H »
• ❌ Placer un coefficient à l'intérieur d'une formule : écrire CO₃ au lieu de mettre 3 devant CO₂
• ✅ On place les coefficients uniquement devant les formules entières

---

📌 À retenir

1. Le bilan en toutes lettres s'écrit : Réactifs → Produits (les réactifs sont consommés, les produits se forment).
2. L'équation de réaction remplace les noms par les formules chimiques (C, O₂, CO₂, CH₄, H₂O…).
3. Les atomes se conservent : lors d'une transformation chimique, on retrouve les mêmes atomes, en même nombre, avant et après. Rien ne se crée, rien ne disparaît.
4. On équilibre une équation en plaçant des coefficients devant les formules (jamais en modifiant les formules).
5. Coefficient = nombre de molécules (devant la formule, modifiable). Indice = nombre d'atomes dans une molécule (dans la formule, intouchable).
6. Combustion du méthane équilibrée : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O