Équation chimique

Une équation chimique est un écrit symbolique qui modélise la transformation de molécules et d'atomes lors d'une réaction chimique.


Catégories :

Réaction chimique - Chimie générale

Recherche sur Google Images :


Source image : pedagogie.ac-montpellier.fr
Cette image est un résultat de recherche de Google Image. Elle est peut-être réduite par rapport à l'originale et/ou protégée par des droits d'auteur.

Page(s) en rapport avec ce sujet :

  • représente une molécule de dioxygène constituée de deux atomes d'oxygène.... On peut alors écrire l'équation - bilan de la réaction en notation chimique... (source : clausschimphycol.chez-alice)

Une équation chimique est un écrit symbolique qui modélise la transformation de molécules et d'atomes lors d'une réaction chimique. Elle peut se présenter sous plusieurs formes :

A titre d'exemple, la combustion du méthane dans le dioxygene est décrite par :

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O,

tandis que la réaction réversible du procédé Haber se décrit par :

N2 + 3 H2 2 NH3 + 92, 4 kJ

Les équations chimiques sont nommées quelquefois équations de réaction ou équations-bilans à ne pas confondre avec les bilans de réactions.

Exemple de bilan de réaction : Méthane + dioxygène dioxyde de carbone + eau

Notion de demi-équation

Certaines transformations chimiques peuvent s'interpréter par un transfert d'électrons entre les réactifs.
Le transfert s'effectue d'une espèce chimique réductrice (notée le plus souvent Red) sur une espèce chimique oxydante (notée Ox).
L'espèce qui cède des électrons (Red) est oxydée; l'espèce qui capte ces électrons (Ox) est réduite.
Ces transformations sont des réactions d'oxydo-réduction.

Exemple...

interprétation
Zn → Zn2+ + 2e- ; Zn (le réducteur) cède des électrons, il est oxydé
Cu2+ + 2e- → Cu ; Cu2+ (l'oxydant) capte les électrons cédés par Zn, il est réduit

Conclusion : selon la réaction, la transfomation peut s'effectuer du métal à l'ion ou de l'ion au métal.

1. Couple oxydant-réducteur Cu2+ / Cu

L'ion et le métal, issus du même élément cuivre, forment un couple oxydant-réducteur (anciennement «couple redox»), noté Cu2+ / Cu.

2. Demi-équation électronique qui les reactifs sont differents des produits

On symbolise le couple Cu2+ / Cu par la demi-équation électronique : Cu2+ + 2 e- = Cu

La réaction 1 fait intervenir les couples Cu2+ / Cu et Zn2+ / Zn, dont on a rédigé les demi-équations électroniques.
La réaction 2 fait intervenir les couples Cu2+ / Cu et Ag+ / Ag

3. Généralisation

Cette introduction peut en outre aider à la compréhension de la partie «Réaction d'oxydo-réduction» plus bas.

Chaque molécule est représentée par sa formule chimique : brute, semi-développée ou développée plane (voir aussi l'article sur la représentation des molécules). Les atomes d'une molécule sont écrits groupés, le nombre d'atomes au sein de la molécule est indiqué après le symbole chimique, en indice, par exemple : la molécule d'eau H2O se compose de deux atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène. Pour un cristal monoatomique, on note simplement l'atome, par exemple Fe pour un cristal de fer. Si un cristal se compose de plusieurs espèces chimiques, on indique une maille (ou une sous-maille) comme une molécule, par exemple Al2O3 pour un cristal d'alumine.

Combustion du méthane dans le dioxygène

La réaction chimique est représentée par une flèche allant vers la droite, certains préconisent son remplacement par le signe égal mais ce dernier, qui est une relation d'équivalence, ne rend pas compte de la notion d'écoulement du temps c'est-à-dire de la distinction entre réactifs et produits. Les réactifs sont indiqués à gauche de la flèche, les produits de réaction à droite. S'il faut plusieurs molécules de même nature pour la réaction, on indique ce nombre (entier) avant la molécule ; ce nombre est nommé «cœfficient stœchiométrique». A titre d'exemple, l'équation chimique de la combustion complète du méthane dans le dioxygène est

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

Le bilan du nombre d'atomes à gauche ainsi qu'à droite doit être équilibré (ci-dessus : de chaque côté de la flèche, on a un atome C, quatre atomes H et quatre atomes O).

Les cœfficients stœchiométriques sont par conséquent des entiers. Cependant, pour simplifier l'écriture occasionnellement, on divise l'ensemble des cœfficients par un même entier, on a par conséquent des cœfficients fractionnaires, mais c'est un artifice de notation.

Si la réaction peut se faire dans les deux sens (équilibre), on note deux flèches juxtaposées, une allant vers la droite, l'autre vers la gauche : «» ou «». Quand ce caractère n'est pas disponible, on utilise un signe égal «=» ou quelquefois une double flèche «↔» (bien que cette notation ne soit pas particulièrement répandue). A titre d'exemple, la dissociation de l'eau peut être notée par

2H2O H3O+ + HO-
ou
2H2O = H3O+ + HO-
ou
2H2O ↔ H3O+ + HO-

Les signes «+» et «-» en exposant indiquent la charge portée par les ions.

Dans le cas de réactions en phase solide, on utilise la notation de Kröger et Vink.

Équilibrage

L'équilibrage d'une équation chimique permet aux étudiants de mieux comprendre la notion de conservation des espèces lors d'une réaction chimique. Dans la pratique, une équation équilibrée sert à prédire les quantité de réactifs optimales, et les quantités de produits de réaction générés, l'énergie indispensable à amorcer la réaction, mais aussi l'énergie dégagée.

Il existe différentes méthodes pour équilibrer les atomes en jeu dans une réaction chimique :

  1. par tâtonnements
  2. par ajustements successifs
  3. algébriquement

La première méthode est efficace quand il y a peu d'atomes et peu de molécules en jeu, le mot «peu» variant d'un individu à l'autre. La seconde est le plus fréquemment utilisée par des personnes possédant une facilité certaine à manipuler de tête les expressions numériques. La troisième mène invariablement à une solution, mais est plus complexe à mettre en œuvre.

Réaction chimique simple

Objectif : Équilibrer par ajustements successifs l'équation de la création de l'eau.

1. Ébauche de l'équation

Les réactifs sont H2 et O2, tandis que le produit est H2O.
On cherche à équilibrer l'équation :
H2 + O2 H2O

2. Hypothèse de départ

On suppose que chaque cœfficient est 1 :
1 H2 + 1 O2 1 H2O

3. Équilibrage de gauche à droite

À gauche de l'équation, compter les atomes de chaque élément chimique. Y a-t-il le même nombre de cet atome à droite ?
Il y a deux H à gauche, tout comme à droite. Les cœfficients sont conservés.
Il y a deux O à gauche, mais un seul à droite. Changeons le cœfficient à droite par 2. Nous sommes rendus à
1 H2 + 1 O2 1 2 H2O

4. Équilibrage de droite à gauche

Un cœfficient à droite ayant changé, compter les atomes de l'autre élément chimique dans la molécule. Y a-t-il le même nombre de cet atome à gauche ?
Il y a désormais 4 H à droite (le cœfficient 2 multiple tant H2 que O). Il faut par conséquent changer le cœfficient à gauche par 2. Nous avons
1 2 H2 + 1 O2 1 2 H2O

5. Équation équilibrée ?

Vérifier que le compte de chaque atome à gauche est le même qu'à droite.
Après calculs des atomes, l'équation est équilibrée.
Si elle n'était pas équilibrée, retourner à l'étape 3 en conservant les cœfficients calculés jusqu'à désormais.

Réaction chimique complexe

Objectif : équilibrer l'équation chimique K4Fe (CN) 6 + H2SO4 + H2O K2SO4 + FeSO4 + (NH4) 2SO4 + CO.

Il est envisageable d'appliquer la méthode des ajustements successifs à cette équation, mais le risque d'erreur est élevé. On lui préférera la méthode algébrique.

1. Affecter une variable à chaque cœfficient

a K4Fe (CN) 6 + b H2SO4 + c H2O d K2SO4 + e FeSO4 + f (NH4) 2SO4 + g CO

2. Imposer l'équilibre à chaque atome

Le même nombre d'atomes doit apparaître de chaque côté de l'équation :
K : 4a = 2d
Fe : 1a = 1e
C : 6a = g
N : 6a = 2f
H : 2b+2c = 8f
S : b = d+e+f
O : 4b+c = 4d+4e+4f+g

3. Résoudre le dispositif d'équation

(La susbstitution directe est fréquemment efficace. )
d=2a
e=a
g=6a
f=3a
b=6a
c=6a

Puisque l'ensemble des cœfficients dépendent d'a, choisir a=1 (le plus petit nombre entier positif), d'où

a=1, b=6, c=6, d=2, e=1, f=3 et g=6

4. Inscrire les cœfficients calculés

K4Fe (CN) 6 + 6 H2SO4 + 6 H2O 2 K2SO4 + FeSO4 + 3 (NH4) 2SO4 + 6 CO

Réaction d'oxydo-réduction

Objectif : écrire la demi-équation pour le couple redox IO3-/I- en milieu basique.

1. Ébauche de l'équation

Il s'agit de la relation la plus simple entre réducteur et oxydant. Tout d'abord, on n'écrit pas de cœfficient stœchiométriques.
On cherche alors à équilibrer l'équation :
I- IO3-

2. Équilibre des atomes de l'élément commun entre oxydant et réducteur

Dans notre cas, il s'agit de l'iode.
L'iode est déjà équilibré dans la réaction. On ne touche par conséquent à rien.

3. Équilibre de l'oxygène

Puisque on est en solution aqueuse, l'eau est le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène, on ajoute des molécules H2O pour établir l'équilibre :
I- + 3 H2O IO3-
Note : Si on n'est pas dans une solution aqueuse mais dans l'air, on ajoute O2 (le dioxygène est alors le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène)  ; notons qu'il existe aussi du dioxygène dissout dans l'eau, mais aussi de la vapeur d'eau dans l'air, mais nous négligeons ces phénomènes pour l'exercice.

4. Équilibre de l'hydrogène

Dans l'eau, les atomes d'hydrogène se retrouvent certainement sous la forme d'ion oxonium ; on ajoute par conséquent des ions H+
I- + 3 H2O 6 H+ + IO3-

5. Équilibre des charges électriques

On ajoute des électrons afin d'avoir la neutralité électrique
I- + 3 H2O 6 H+ + IO3- + 6 e-
Note : les électrons doivent apparaître du côté de l'oxydant. Si ce n'était pas le cas, il doit nécessairement se trouver une erreur en amont.

6. Milieu basique

On ajoute OH- de part et d'autre de l'équation pour neutraliser les ions H+ :
I- + 3 H2O + 6 OH- 6 H+ + IO3- + 6 e- + 6 OH-
Puisque :
OH- + H+ H2O
On trouve :
I- + 3 H2O+ 6 OH- 6 H2O + IO3- + 6e-
Puis après simplification :
I- + 6 OH- 3 H2O + IO3- + 6 e-

7. Validation de l'équation

Vérifier que les molécules et les atomes du départ sont présents.
Vérifier que le compte des atomes à gauche est égal au compte des atomes à droite.
Vérifier que la charge à gauche est bien égale à celle de droite.
Une technique de validation peut être le calcul du nombre d'oxydoréduction.

Anecdote

La découverte de la notion de stœchiométrie, c'est-à-dire le fait que les produits chimiques réagissent en proportions entières, par John Dalton en 1804, fut l'un des arguments décisifs en faveur de la théorie atomique de la matière.

Voir aussi

Liens externes

Recherche sur Amazone (livres) :



Principaux mots-clés de cette page : réaction - équation - atomes - chimique - droite - cœfficient - molécules - gauche - produits - couple - nombre - réactifs - eau - transformation - demi - électrons - ion - équilibre - espèce - oxydant - dioxygène - red - réducteur - élément - flèche - conséquent - équilibrer - ajoute - sens - énergie -

Ce texte est issu de l'encyclopédie Wikipedia. Vous pouvez consulter sa version originale dans cette encyclopédie à l'adresse http://fr.wikipedia.org/wiki/%C3%89quation_chimique.
Voir la liste des contributeurs.
La version présentée ici à été extraite depuis cette source le 30/11/2010.
Ce texte est disponible sous les termes de la licence de documentation libre GNU (GFDL).
La liste des définitions proposées en tête de page est une sélection parmi les résultats obtenus à l'aide de la commande "define:" de Google.
Cette page fait partie du projet Wikibis.
Accueil Recherche Aller au contenuDébut page
ContactContact ImprimerImprimer liens d'évitement et raccourcis clavierAccessibilité
Aller au menu