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Équations chimiques et conservation de la matière

Écrire et équilibrer une équation-bilan.

Chimie 4ème Chapitre 2 / 7 ⏱ 7 h

Ce que tu sauras faire à la fin

  • Équilibrer une équation chimique
  • Interpréter une réaction à l'échelle des molécules
  • Vérifier la conservation de la masse

Quand tu allumes un feu de charbon pour la cuisson, que tu observes une tôle rouiller sous la pluie, ou que tu vois un comprimé effervescent pétiller dans un verre d'eau, quelque chose se transforme : des substances de départ disparaissent, d'autres apparaissent. C'est une réaction chimique. Jusqu'ici, tu as surtout observé ces transformations et reconnu certains produits (le test à l'eau de chaux pour le dioxyde de carbone, par exemple). Ce chapitre te donne l'outil qui permet de les décrire avec précision : l'équation chimique.

Une équation chimique n'est pas une simple liste de mots reliés par une flèche : c'est un bilan exact, comme le bilan d'un commerçant qui doit toujours faire correspondre ce qui entre et ce qui sort de sa caisse. « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » : cette phrase, associée au chimiste français Antoine Lavoisier à la fin du XVIIIe siècle, est la loi fondamentale de toute la chimie. Elle va t'obliger, dans ce chapitre, à équilibrer chaque équation avec la même rigueur qu'une balance bien réglée.

Tu vas apprendre à écrire une équation-bilan à partir d'une phrase, à l'équilibrer grâce à des coefficients stœchiométriques, à vérifier la conservation des atomes et de la masse, puis à interpréter cette équation à l'échelle des atomes et des molécules. C'est une compétence que tu retrouveras dans toutes les années de sciences qui suivent — et qui explique déjà, très concrètement, la rouille de tes tôles, la cuisson au gaz butane ou la fabrication de la chaux.

1Réactifs et produits

Dans une réaction chimique, les substances qui existent avant la transformation et qui sont consommées s'appellent les réactifs. Les substances qui existent après la transformation, et qui n'existaient pas avant, s'appellent les produits. Entre les deux, une transformation a eu lieu : de nouvelles substances sont apparues, avec des propriétés différentes des substances de départ.

Définition

Une réaction chimique est une transformation au cours de laquelle des substances, appelées réactifs, disparaissent totalement ou partiellement pour former de nouvelles substances, appelées produits.

Prenons deux exemples très concrets, que tu as probablement déjà observés.

Exemple — deux réactions du quotidien

La combustion du charbon de bois. Réactifs : le carbone du charbon et le dioxygène de l'air. Produit : le dioxyde de carbone, un gaz invisible qui s'échappe. Le charbon (solide noir) et le dioxygène (gaz invisible) ont disparu ; le dioxyde de carbone (autre gaz invisible, mais aux propriétés différentes) est apparu.

Le fer qui rouille. Réactifs : le fer d'une tôle et le dioxygène de l'air humide. Produit : l'oxyde de fer, la rouille brun-orangé. Le fer brillant et le dioxygène ont disparu localement ; un solide friable et coloré est apparu à leur place.

1.1  Les signes d'une transformation chimique

Une réaction chimique se manifeste presque toujours par un ou plusieurs signes observables : un changement de couleur, l'apparition d'un gaz (bulles, effervescence), l'apparition d'un solide dans un liquide auparavant limpide (précipité), une variation de température (la réaction chauffe ou refroidit le milieu), ou encore l'émission de lumière (une flamme).

Méthode — repérer qu'une réaction chimique a eu lieu

On compare l'état du système avant et après : si de nouvelles substances, aux propriétés différentes (couleur, odeur, état physique, densité…), sont apparues, alors une réaction chimique s'est produite. Un simple changement d'état (fondre, bouillir) ou un simple mélange sans nouvelle substance n'est pas une réaction chimique : c'est une transformation physique.

Attention

Dissoudre du sucre dans l'eau n'est pas une réaction chimique : le sucre existe toujours, dispersé dans l'eau ; on le retrouverait en faisant s'évaporer l'eau. Aucune nouvelle substance n'est apparue. En revanche, faire brûler ce même sucre en produit une : de la vapeur d'eau et du dioxyde de carbone, deux substances qui n'existaient pas dans le sucre solide.

1.2  Identifier les gaz produits

Beaucoup de réactions chimiques produisent des gaz, invisibles et donc impossibles à reconnaître à l'œil nu. Il existe des tests caractéristiques, simples et fiables, qui permettent d'identifier avec certitude les trois gaz les plus fréquents au collège.

Gaz recherchéTest à réaliserRésultat positif
Dioxyde de carbone CO2\text{CO}_2on fait barboter le gaz dans de l'eau de chauxl'eau de chaux se trouble (devient laiteuse)
Dioxygène O2\text{O}_2on approche une bûchette incandescente (qui ne brûle plus mais rougeoie)la bûchette se rallume vivement
Dihydrogène H2\text{H}_2on approche une flamme de l'ouverture du tubelégère détonation (« pop ») et flamme bleutée

Ces tests sont indispensables pour vérifier expérimentalement qu'une équation chimique, que tu vas apprendre à écrire dans la suite du chapitre, correspond bien à ce qui se passe réellement dans le tube à essai.

2Écriture d'une équation chimique

Décrire une réaction par une phrase (« le carbone réagit avec le dioxygène pour donner du dioxyde de carbone ») est correct, mais long et peu pratique pour faire des calculs. Les chimistes utilisent un langage universel, fait de symboles et de formules, qui tient en une seule ligne : l'équation chimique.

Définition

Une équation chimique (ou équation-bilan) est l'écriture symbolique d'une réaction chimique. Elle place les formules des réactifs à gauche d'une flèche, et les formules des produits à droite :

reˊactif1+reˊactif2+⋯ → produit1+produit2+⋯\text{réactif}_1 + \text{réactif}_2 + \cdots \ \rightarrow\ \text{produit}_1 + \text{produit}_2 + \cdots

La flèche →\rightarrow se lit « réagit(ssent) avec … pour donner » ou « se transforme(nt) en ». Le signe ++ à gauche se lit « réagit avec » ; à droite, il se lit « et ».

2.1  Les formules chimiques à connaître

Chaque substance possède une formule chimique précise, faite du symbole de chaque élément présent, suivi d'un petit chiffre en indice qui donne le nombre d'atomes de cet élément dans une molécule (pas d'indice = un seul atome). Voici les formules à connaître par cœur dès cette année.

NomFormuleNomFormule
DioxygèneO2\text{O}_2MéthaneCH4\text{CH}_4
DihydrogèneH2\text{H}_2AmmoniacNH3\text{NH}_3
DiazoteN2\text{N}_2Chlorure d'hydrogèneHCl\text{HCl}
EauH2O\text{H}_2\text{O}Chlorure de sodiumNaCl\text{NaCl}
Dioxyde de carboneCO2\text{CO}_2Carbone (solide)C\text{C}
Oxyde de fer (rouille)Fe2O3\text{Fe}_2\text{O}_3FerFe\text{Fe}
Attention

Les indices d'une formule chimique caractérisent la substance elle-même : H2O\text{H}_2\text{O} est de l'eau, H2O2\text{H}_2\text{O}_2 est de l'eau oxygénée — une substance totalement différente ! On n'a jamais le droit de modifier un indice pour équilibrer une équation. Cette règle sera essentielle dans toute la suite du chapitre.

2.2  Passer de la phrase à l'équation

Méthode — écrire une équation chimique à partir d'une phrase

On repère d'abord, dans la phrase, quelles substances disparaissent (les réactifs) et quelles substances apparaissent (les produits). On écrit ensuite les formules des réactifs à gauche d'une flèche, séparées par des ++, puis les formules des produits à droite, séparées par des ++.

Exemple — combustion du carbone

Phrase : « le carbone réagit avec le dioxygène pour donner du dioxyde de carbone ».

  1. réactifs : carbone C\text{C} et dioxygène O2\text{O}_2
  2. produit : dioxyde de carbone CO2\text{CO}_2
  3. d'oùC+O2 → CO2\text{C} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{CO}_2

Cette équation est un cas particulier simple : elle est déjà équilibrée (un atome de carbone et deux atomes d'oxygène de chaque côté). Ce ne sera pas toujours le cas, comme tu vas le voir dans la section 4.

Combustion du carbone : modèle moléculaire avant / aprèsRéactifsProduitsC+OOOCOAvant : 1 atome de carbone + 2 atomes d'oxygèneAprès : 1 atome de carbone + 2 atomes d'oxygène — rien ne s'est perduC + O₂ → CO₂
Figure 1 — Modèle moléculaire de la combustion du carbone : chaque atome présent avant la réaction se retrouve après, simplement réorganisé dans une nouvelle molécule.

Sur cette figure, remarque bien que les atomes ne sont ni créés ni détruits : ils changent seulement de « partenaires ». C'est exactement l'idée que tu vas approfondir dans la section suivante, avec la loi de Lavoisier.

3Conservation des atomes et de la masse

Tu viens de voir, avec la combustion du carbone, que les mêmes atomes se retrouvent avant et après la réaction, simplement réarrangés dans de nouvelles molécules. C'est une loi générale, valable pour toutes les réactions chimiques, sans aucune exception.

Chimie & Co — La balance qui a changé la chimie

En 1774, le chimiste français Antoine Lavoisier enferme du mercure liquide dans une cornue de verre reliée à une cloche remplie d'air, et chauffe l'ensemble pendant douze jours. Grâce à une balance d'une précision inédite pour son époque, il pèse le système fermé avant et après l'expérience : la masse totale ne varie pas d'un milligramme, alors qu'une poudre rouge (l'oxyde de mercure) s'est formée à la surface du métal et qu'une partie de l'air a disparu.

Après quinze années d'expériences pesées avec la même rigueur, Lavoisier énonce en 1789, dans son Traité élémentaire de chimie, le principe fondateur de la chimie moderne : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. » Il sera guillotiné en 1794, en pleine Révolution française, à cinquante ans ; le mathématicien Joseph-Louis Lagrange dira de lui : « Il ne leur a fallu qu'un instant pour lui couper la tête, mais cent années ne suffiront peut-être pas pour en reproduire une semblable. »

Théorème — loi de conservation de la matière (loi de Lavoisier)

Au cours de toute réaction chimique :

  • les atomes ne sont ni créés ni détruits : ils se réorganisent seulement en de nouvelles molécules ;
  • la masse totale du système reste constante : la masse totale des réactifs consommés est égale à la masse totale des produits formés.

3.1  Conservation des atomes

Dans une équation chimique correcte, on doit retrouver le même nombre d'atomes de chaque élément à gauche et à droite de la flèche. On peut le vérifier en comptant, élément par élément.

Exemple — vérifier la conservation des atomes

Équation de formation du chlorure de sodium (le sel de cuisine) : 2 Na+Cl2 → 2 NaCl2\,\text{Na} + \text{Cl}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{NaCl}.

ÉlémentAvant (réactifs)Après (produits)
Sodium Na2222
Chlore Cl2222

Chaque élément a bien le même nombre d'atomes des deux côtés : l'équation est équilibrée.

3.2  Conservation de la masse

Puisque tous les atomes se retrouvent après la réaction, et que la masse d'un atome ne change jamais, la masse totale ne peut pas changer non plus. C'est ce que montre, très concrètement, l'image de la balance.

La masse totale ne change pas au cours de la réactionRéactifs12 g + 32 gProduits44 gm(carbone) + m(dioxygène) = m(dioxyde de carbone)12 g + 32 g = 44 g — la balance reste bien horizontale
Figure 2 — Comme une balance à deux plateaux : la masse totale des réactifs consommés est toujours égale à la masse totale des produits formés.
Exemple — calculer une masse par conservation

La combustion complète de 12 g12\ \text{g} de carbone consomme 32 g32\ \text{g} de dioxygène. Quelle masse de dioxyde de carbone se forme ?

  1. m(CO2)=m(C)+m(O2)m(\text{CO}_2) = m(\text{C}) + m(\text{O}_2)conservation de la masse
  2. ==12+3212 + 32
  3. ==44 g44\ \text{g}
Exemple — retrouver une masse manquante

En chauffant 100 g100\ \text{g} d'oxyde de mercure dans un vase clos, Lavoisier obtient 92,6 g92{,}6\ \text{g} de mercure et un gaz (le dioxygène). Quelle masse de gaz s'est dégagée ?

  1. m(O2)=m(oxyde de mercure)−m(Hg)m(\text{O}_2) = m(\text{oxyde de mercure}) - m(\text{Hg})conservation de la masse, vase clos
  2. ==100−92,6100 - 92{,}6
  3. ==7,4 g7{,}4\ \text{g}
Attention

La conservation de la masse s'applique à un système fermé, qui contient tous les réactifs et tous les produits, y compris les gaz. Si tu pèses seulement un fil de fer qui rouille à l'air libre, sa masse augmente (il capte du dioxygène de l'air) : ce n'est pas une contradiction avec la loi de Lavoisier, c'est simplement que tu ne pèses pas tout le système.

4Équilibrage

Écrire les bonnes formules ne suffit pas toujours : il faut aussi que les nombres d'atomes correspondent des deux côtés de la flèche. Quand ce n'est pas le cas, on dit que l'équation n'est pas équilibrée, et il faut l'ajuster en plaçant des coefficients devant certaines formules.

Définition

Équilibrer (ou ajuster) une équation chimique, c'est placer un nombre entier, appelé coefficient stœchiométrique, devant certaines formules chimiques, de façon à obtenir le même nombre d'atomes de chaque élément à gauche et à droite de la flèche. On ne modifie jamais les indices des formules : eux seuls caractérisent la substance.

Méthode d'équilibrage d'une équation chimique1. Écrire l'équation avec les BONNES formules(les indices ne changent jamais)2. Compter les atomes de chaque élément,à gauche et à droite de la flèche3. Choisir un élément mal équilibré et ajouterun COEFFICIENT devant sa formule4. Recompter tous les atomes des deux côtésTous les atomes sont-ilséquilibrés ?ouiÉquation équilibrée !(indices inchangés, coefficients ajustés)non
Figure 3 — La méthode d'équilibrage, étape par étape : on ajuste des coefficients jusqu'à ce que chaque élément soit compté à l'identique des deux côtés.

4.1  Premier exemple : la synthèse de l'eau

Exemple — équilibrer H2+O2→H2O\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}
  1. H2+O2 → H2O\text{H}_2 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{H}_2\text{O}2 atomes O à gauche, 1 seul à droite : pas équilibrée
  2. doncH2+O2 → 2 H2O\text{H}_2 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{H}_2\text{O}on double H₂O pour équilibrer l'oxygène (2 O de chaque côté)
  3. maisil y a maintenant 4 atomes H à droite contre 2 à gauche
  4. donc2 H2+O2 → 2 H2O2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{H}_2\text{O}on double aussi H₂ : 4 H et 2 O de chaque côté
Essai 1 : H₂ + O₂ → H₂O (faux)HH+OOOHHO?O : 2 à gauche, seulement 1 à droite → déséquilibréVersion équilibrée : 2H₂ + O₂ → 2H₂OHHHH+OOOHHOHHH : 4 → 4 O : 2 → 2 — équilibrée ✓
Figure 4 — Comparer un essai déséquilibré et sa version corrigée : un atome d'oxygène « en trop » signale qu'il manque des molécules d'eau, et donc de dihydrogène, pour tout consommer.

4.2  D'autres exemples progressifs

Exemple — combustion du méthane (gaz de cuisine)
  1. CH4+O2 → CO2+H2O\text{CH}_4 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}carbone déjà équilibré (1/1), mais H : 4 à gauche, 2 à droite
  2. doncCH4+O2 → CO2+2 H2O\text{CH}_4 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}on double l'eau pour équilibrer l'hydrogène (4 H de chaque côté)
  3. maisl'oxygène compte maintenant 2 à gauche contre 2+2=42+2=4 à droite
  4. doncCH4+2 O2 → CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}on double le dioxygène : C 1/1, H 4/4, O 4/4
Exemple — synthèse industrielle de l'ammoniac
  1. N2+H2 → NH3\text{N}_2 + \text{H}_2 \ \rightarrow\ \text{NH}_3N : 2 à gauche, 1 à droite
  2. doncN2+H2 → 2 NH3\text{N}_2 + \text{H}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{NH}_3on double NH₃ pour équilibrer l'azote (2 N de chaque côté)
  3. maisH compte maintenant 2 à gauche contre 2×3=62 \times 3 = 6 à droite
  4. doncN2+3 H2 → 2 NH3\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{NH}_3on triple le dihydrogène : N 2/2, H 6/6
Attention

Pour équilibrer H2+O2→H2O\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}, un élève écrit parfois H2+O2→H2O2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}_2 en modifiant l'indice de l'oxygène. C'est faux : H2O2\text{H}_2\text{O}_2 est de l'eau oxygénée, une autre substance ! On ne touche jamais aux indices : on ajoute uniquement des coefficients devant les formules, comme dans 2 H2+O2→2 H2O2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}.

5Coefficients stœchiométriques

Le nombre que tu as appris à placer devant une formule pour équilibrer une équation porte un nom précis : le coefficient stœchiométrique. Il ne faut surtout pas le confondre avec l'indice, qui lui fait partie de la formule et ne bouge jamais.

Définition

Le coefficient stœchiométrique est le nombre entier placé devant une formule chimique, dans une équation équilibrée. Il indique combien d'entités (atomes ou molécules) de cette substance interviennent dans la réaction, dans les proportions les plus simples possibles. Par convention, un coefficient égal à 11 ne s'écrit pas.

Attention

Le coefficient multiplie toute la formule qui le suit. Dans 2 H2O2\,\text{H}_2\text{O}, le 22 porte sur la molécule entière : cela représente 22 molécules d'eau, donc 44 atomes d'hydrogène et 22 atomes d'oxygène — pas seulement « 2 atomes d'oxygène », erreur fréquente en début d'année.

Propriété — lecture proportionnelle

Dans une équation équilibrée, les coefficients donnent un rapport de proportionnalité entre les quantités de réactifs consommés et de produits formés. On peut multiplier tous les coefficients par un même nombre entier : les proportions restent vraies, quelle que soit la quantité de matière mise en jeu.

Exemple — utiliser les proportions

D'après N2+3 H2 → 2 NH3\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{NH}_3, combien de molécules de dihydrogène faut-il pour faire réagir 88 molécules de diazote, et combien de molécules d'ammoniac obtient-on ?

  1. rapport : 11 N2\text{N}_2 pour 33 H2\text{H}_2 et 22 NH3\text{NH}_3
  2. pour 88 molécules de N2\text{N}_2, on multiplie tout par 88
  3. d'oùil faut 8×3=248 \times 3 = 24 molécules de H2\text{H}_2
  4. eton obtient 8×2=168 \times 2 = 16 molécules de NH3\text{NH}_3
Exemple — combustion et proportions

D'après CH4+2 O2 → CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}, pour 55 molécules de méthane brûlées, combien de molécules de dioxygène sont consommées, et combien de CO2\text{CO}_2 et de H2O\text{H}_2\text{O} se forment ?

  1. rapport : 11 CH4\text{CH}_4 pour 22 O2\text{O}_2, 11 CO2\text{CO}_2 et 22 H2O\text{H}_2\text{O}
  2. pour 55 molécules de CH4\text{CH}_4, on multiplie tout par 55
  3. d'où5×2=105 \times 2 = 10 molécules de O2\text{O}_2 consommées
  4. et55 molécules de CO2\text{CO}_2 et 5×2=105 \times 2 = 10 molécules de H2O\text{H}_2\text{O} formées

6Interprétation d'une réaction

Une équation chimique se lit à deux échelles à la fois. À l'échelle microscopique (invisible), elle décrit ce qui arrive aux atomes et aux molécules. À l'échelle macroscopique (celle du laboratoire), elle décrit les masses de matière que tu peux peser sur une balance. Savoir passer de l'une à l'autre, c'est savoir « lire » une équation chimique.

Méthode — interpréter complètement une équation chimique

On identifie d'abord les réactifs et les produits. On vérifie ensuite qu'elle est équilibrée, en comptant les atomes de chaque élément. On lit alors les coefficients comme des proportions de molécules. Enfin, si des masses sont données, on vérifie qu'elles respectent la conservation de la masse.

Exemple complet — la rouille du fer

Équation équilibrée : 4 Fe+3 O2 → 2 Fe2O34\,\text{Fe} + 3\,\text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{Fe}_2\text{O}_3.

ÉlémentAvant (réactifs)Après (produits)
Fer Fe442×2=42 \times 2 = 4
Oxygène O3×2=63 \times 2 = 62×3=62 \times 3 = 6

Lecture microscopique : 44 atomes de fer réagissent avec 33 molécules de dioxygène pour former 22 unités d'oxyde de fer Fe2O3\text{Fe}_2\text{O}_3.

Lecture macroscopique : si 22,4 g22{,}4\ \text{g} de fer réagissent avec 9,6 g9{,}6\ \text{g} de dioxygène, quelle masse d'oxyde de fer se forme ?

  1. m(Fe2O3)=m(Fe)+m(O2)m(\text{Fe}_2\text{O}_3) = m(\text{Fe}) + m(\text{O}_2)conservation de la masse
  2. ==22,4+9,622{,}4 + 9{,}6
  3. ==32,0 g32{,}0\ \text{g}
Chimie & Co — Nourrir le monde grâce à une équation

L'équation N2+3 H2→2 NH3\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightarrow 2\,\text{NH}_3, que tu as équilibrée dans ce chapitre, n'est pas qu'un exercice d'école. En 1909, le chimiste allemand Fritz Haber réussit pour la première fois en laboratoire à fabriquer de l'ammoniac directement à partir de l'azote de l'air et de l'hydrogène. L'ingénieur Carl Bosch transforme ensuite cette réaction de laboratoire en un procédé industriel géant : la première usine ouvre à Oppau, en Allemagne, en 1913.

L'ammoniac ainsi produit sert à fabriquer des engrais azotés, indispensables à l'agriculture moderne. On estime aujourd'hui qu'environ la moitié de l'azote présent dans le corps humain provient, directement ou indirectement, d'engrais issus de cette unique équation chimique. Haber reçoit le prix Nobel de chimie en 1918, Bosch en 1931 : une équation bien équilibrée peut, littéralement, changer le monde.

Fiche mémo

  • Réaction chimique : des réactifs disparaissent, de nouveaux produits apparaissent.
  • Tests des gaz : eau de chaux trouble → CO2\text{CO}_2 ; bûchette qui se rallume → O2\text{O}_2 ; détonation → H2\text{H}_2.
  • Équation chimique : reˊactifs→produits\text{réactifs} \rightarrow \text{produits}, avec les formules exactes de chaque substance.
  • Les indices d'une formule ne changent jamais : ils caractérisent la substance (H2O≠H2O2\text{H}_2\text{O} \ne \text{H}_2\text{O}_2).
  • Loi de Lavoisier : les atomes ne sont ni créés ni détruits ; la masse totale se conserve.
  • m(reˊactifs consommeˊs)=m(produits formeˊs)m(\text{réactifs consommés}) = m(\text{produits formés}) dans un système fermé.
  • Équilibrer : ajouter des coefficients stœchiométriques devant les formules jusqu'à obtenir le même nombre d'atomes de chaque élément des deux côtés.
  • Méthode : écrire les bonnes formules → compter les atomes → ajuster un coefficient → recompter → recommencer si besoin.
  • Un coefficient multiplie toute la formule : 2 H2O=4 H+2 O2\,\text{H}_2\text{O} = 4\,\text{H} + 2\,\text{O}.
  • Les coefficients donnent des proportions : on peut tous les multiplier par le même nombre entier.
  • Lecture microscopique (atomes, molécules) et lecture macroscopique (masses en grammes) décrivent la même réaction.

7Exercices corrigés

Niveau 1 — Application directe
1

Équilibre l'équation de la rouille du fer : Fe+O2 → Fe2O3\text{Fe} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{Fe}_2\text{O}_3.

Voir le corrigé détaillé
  1. Fe+O2 → Fe2O3\text{Fe} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{Fe}_2\text{O}_3Fe : 1/2 et O : 2/3, déséquilibrée
  2. doncFe+O2 → 2 Fe2O3\text{Fe} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{Fe}_2\text{O}_3on double Fe₂O₃ (O : 2/6)
  3. donc4 Fe+O2 → 2 Fe2O34\,\text{Fe} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{Fe}_2\text{O}_3on ajuste Fe (Fe : 4/4)
  4. donc4 Fe+3 O2 → 2 Fe2O34\,\text{Fe} + 3\,\text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{Fe}_2\text{O}_3on ajuste O₂ (O : 6/6) — équilibrée
2

Équilibre : H2+Cl2 → HCl\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \ \rightarrow\ \text{HCl}.

Voir le corrigé détaillé
  1. H2+Cl2 → HCl\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \ \rightarrow\ \text{HCl}H : 2/1 et Cl : 2/1, déséquilibrée
  2. doncH2+Cl2 → 2 HCl\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{HCl}H : 2/2, Cl : 2/2 — équilibrée
3

Équilibre : Na+Cl2 → NaCl\text{Na} + \text{Cl}_2 \ \rightarrow\ \text{NaCl}.

Voir le corrigé détaillé
  1. Na+Cl2 → NaCl\text{Na} + \text{Cl}_2 \ \rightarrow\ \text{NaCl}Cl : 2/1, déséquilibrée
  2. doncNa+Cl2 → 2 NaCl\text{Na} + \text{Cl}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{NaCl}Cl : 2/2, mais Na : 1/2
  3. donc2 Na+Cl2 → 2 NaCl2\,\text{Na} + \text{Cl}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{NaCl}Na : 2/2 — équilibrée
4

Équilibre l'équation de décomposition de l'eau (électrolyse) : H2O → H2+O2\text{H}_2\text{O} \ \rightarrow\ \text{H}_2 + \text{O}_2.

Voir le corrigé détaillé
  1. H2O → H2+O2\text{H}_2\text{O} \ \rightarrow\ \text{H}_2 + \text{O}_2O : 1/2, déséquilibrée
  2. donc2 H2O → H2+O22\,\text{H}_2\text{O} \ \rightarrow\ \text{H}_2 + \text{O}_2O : 2/2, mais H : 4/2
  3. donc2 H2O → 2 H2+O22\,\text{H}_2\text{O} \ \rightarrow\ 2\,\text{H}_2 + \text{O}_2H : 4/4, O : 2/2 — équilibrée
5

La décomposition du calcaire s'écrit CaCO3 → CaO+CO2\text{CaCO}_3 \ \rightarrow\ \text{CaO} + \text{CO}_2. Cette équation est-elle déjà équilibrée ? Justifie en comptant les atomes.

Voir le corrigé détaillé
ÉlémentAvantAprès
Calcium Ca1111
Carbone C1111
Oxygène O331+2=31+2=3

Chaque élément a le même nombre d'atomes de part et d'autre : l'équation est déjà équilibrée, sans avoir besoin d'aucun coefficient (tous valent 11).

Niveau 2 — Approfondissement
6

Équilibre la combustion du propane : C3H8+O2 → CO2+H2O\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}, puis indique combien de molécules de dioxygène sont nécessaires pour brûler 44 molécules de propane.

Voir le corrigé détaillé
  1. C3H8+O2 → CO2+H2O\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}C : 3/1, déséquilibrée
  2. doncC3H8+O2 → 3 CO2+H2O\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 3\,\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}C : 3/3 ; H : 8/2 reste déséquilibré
  3. doncC3H8+O2 → 3 CO2+4 H2O\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 3\,\text{CO}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}H : 8/8 ; O compte 22 à gauche contre 6+4=106+4=10 à droite
  4. doncC3H8+5 O2 → 3 CO2+4 H2O\text{C}_3\text{H}_8 + 5\,\text{O}_2 \ \rightarrow\ 3\,\text{CO}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}O : 10/10 — équilibrée

Rapport 11 C3H8\text{C}_3\text{H}_8 pour 55 O2\text{O}_2 : pour 44 molécules de propane, il faut 4×5=204 \times 5 = 20 molécules de dioxygène.

7

L'eau oxygénée se décompose lentement selon : H2O2 → H2O+O2\text{H}_2\text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{H}_2\text{O} + \text{O}_2. Équilibre cette équation.

Voir le corrigé détaillé
  1. H2O2 → H2O+O2\text{H}_2\text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{H}_2\text{O} + \text{O}_2O : 2/3, déséquilibrée
  2. donc2 H2O2 → H2O+O22\,\text{H}_2\text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{H}_2\text{O} + \text{O}_2O : 4/3, H : 4/2, toujours déséquilibrée
  3. donc2 H2O2 → 2 H2O+O22\,\text{H}_2\text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2H : 4/4 ; O : 4/(2+2)=4 — équilibrée
8

La combustion de 3 g3\ \text{g} de méthane consomme 12 g12\ \text{g} de dioxygène et forme, entre autres, 6,75 g6{,}75\ \text{g} d'eau. Calcule, par conservation de la masse, la masse de dioxyde de carbone formée.

Voir le corrigé détaillé
  1. m(CO2)=m(CH4)+m(O2)−m(H2O)m(\text{CO}_2) = m(\text{CH}_4) + m(\text{O}_2) - m(\text{H}_2\text{O})conservation de la masse totale
  2. ==3+12−6,753 + 12 - 6{,}75
  3. ==8,25 g8{,}25\ \text{g}
9

Pour équilibrer H2+O2→H2O\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}, un élève propose H2+O2→H2O2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}_2. Explique pourquoi c'est incorrect, et donne l'équation correctement équilibrée.

Voir le corrigé détaillé

La proposition de l'élève modifie l'indice de l'oxygène dans la formule de l'eau : H2O2\text{H}_2\text{O}_2 n'est pas de l'eau, c'est de l'eau oxygénée, une substance chimiquement différente. Or les indices d'une formule sont fixes : on n'a pas le droit de les changer, même pour équilibrer une équation. Il fallait ajouter un coefficient, pas modifier un indice.

  1. H2+O2 → H2O\text{H}_2 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{H}_2\text{O}O : 2/1, déséquilibrée
  2. donc2 H2+O2 → 2 H2O2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{H}_2\text{O}H : 4/4, O : 2/2 — équilibrée, sans toucher aux indices
10

L'aluminium réagit avec le dioxygène de l'air pour donner de l'oxyde d'aluminium : Al+O2 → Al2O3\text{Al} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{Al}_2\text{O}_3. Équilibre cette équation.

Voir le corrigé détaillé
  1. Al+O2 → Al2O3\text{Al} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{Al}_2\text{O}_3Al : 1/2, O : 2/3, déséquilibrée
  2. doncAl+O2 → 2 Al2O3\text{Al} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{Al}_2\text{O}_3on double Al₂O₃ (O : 2/6)
  3. donc4 Al+O2 → 2 Al2O34\,\text{Al} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{Al}_2\text{O}_3on ajuste Al (Al : 4/4)
  4. donc4 Al+3 O2 → 2 Al2O34\,\text{Al} + 3\,\text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{Al}_2\text{O}_3on ajuste O₂ (O : 6/6) — équilibrée
Niveau 3 — Défi
11

La combustion complète de 5,8 g5{,}8\ \text{g} de butane (C4H10\text{C}_4\text{H}_{10}) consomme 20,8 g20{,}8\ \text{g} de dioxygène et forme, entre autres, 9,0 g9{,}0\ \text{g} d'eau.

  1. Écris et équilibre l'équation de la combustion du butane : C4H10+O2→CO2+H2O\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}.
  2. Interprète cette équation à l'échelle des molécules.
  3. Calcule, par conservation de la masse, la masse de dioxyde de carbone formée.
Voir le corrigé détaillé

1. On équilibre progressivement, élément par élément.

  1. C4H10+O2 → CO2+H2O\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}C : 4/1, H : 10/2, déséquilibrée
  2. doncC4H10+O2 → 4 CO2+5 H2O\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ 4\,\text{CO}_2 + 5\,\text{H}_2\text{O}C : 4/4, H : 10/10 ; O compte 22 à gauche, 8+5=138+5=13 à droite
  3. donc2 C4H10+13 O2 → 8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \ \rightarrow\ 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}on double tout pour avoir des coefficients entiers ; O : 26/26 — équilibrée

2. Cette équation se lit ainsi : 22 molécules de butane réagissent avec 1313 molécules de dioxygène pour former 88 molécules de dioxyde de carbone et 1010 molécules d'eau.

3. Le système (butane + dioxygène → dioxyde de carbone + eau) est fermé : la masse totale se conserve.

  1. m(CO2)=m(C4H10)+m(O2)−m(H2O)m(\text{CO}_2) = m(\text{C}_4\text{H}_{10}) + m(\text{O}_2) - m(\text{H}_2\text{O})
  2. ==5,8+20,8−9,05{,}8 + 20{,}8 - 9{,}0
  3. ==17,6 g17{,}6\ \text{g}
12

On fait réagir 28 g28\ \text{g} de diazote avec 6 g6\ \text{g} de dihydrogène pour synthétiser de l'ammoniac, selon N2+H2→NH3\text{N}_2 + \text{H}_2 \rightarrow \text{NH}_3.

  1. Équilibre cette équation.
  2. Calcule la masse d'ammoniac formée.
  3. Une usine utilise 56 g56\ \text{g} de diazote (le double). Quelles masses de dihydrogène et d'ammoniac sont alors mises en jeu ?
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1.

  1. N2+H2 → NH3\text{N}_2 + \text{H}_2 \ \rightarrow\ \text{NH}_3N : 2/1, déséquilibrée
  2. doncN2+H2 → 2 NH3\text{N}_2 + \text{H}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{NH}_3N : 2/2, mais H : 2/6
  3. doncN2+3 H2 → 2 NH3\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{NH}_3H : 6/6 — équilibrée

2. Le système est fermé : conservation de la masse.

  1. m(NH3)=m(N2)+m(H2)m(\text{NH}_3) = m(\text{N}_2) + m(\text{H}_2)
  2. ==28+628 + 6
  3. ==34 g34\ \text{g}

3. Les proportions restent identiques quand on double la quantité de diazote.

  1. m(H2)=2×6=12 gm(\text{H}_2) = 2 \times 6 = 12\ \text{g}
  2. m(NH3)=2×34=68 gm(\text{NH}_3) = 2 \times 34 = 68\ \text{g}
13

Sur un chantier, 11,2 g11{,}2\ \text{g} de fer rouillent complètement avec 4,8 g4{,}8\ \text{g} de dioxygène, selon Fe+O2→Fe2O3\text{Fe} + \text{O}_2 \rightarrow \text{Fe}_2\text{O}_3.

  1. Équilibre cette équation.
  2. Calcule la masse d'oxyde de fer (rouille) formée.
  3. Avec deux fois plus de fer (22,4 g22{,}4\ \text{g}), quelles masses de dioxygène et d'oxyde de fer sont alors en jeu ?
Voir le corrigé détaillé

1.

  1. Fe+O2 → Fe2O3\text{Fe} + \text{O}_2 \ \rightarrow\ \text{Fe}_2\text{O}_3Fe : 1/2, O : 2/3, déséquilibrée
  2. donc4 Fe+3 O2 → 2 Fe2O34\,\text{Fe} + 3\,\text{O}_2 \ \rightarrow\ 2\,\text{Fe}_2\text{O}_3Fe : 4/4, O : 6/6 — équilibrée

2.

  1. m(Fe2O3)=m(Fe)+m(O2)m(\text{Fe}_2\text{O}_3) = m(\text{Fe}) + m(\text{O}_2)
  2. ==11,2+4,811{,}2 + 4{,}8
  3. ==16,0 g16{,}0\ \text{g}

3. On multiplie toutes les masses par 22, les proportions étant conservées.

  1. m(O2)=2×4,8=9,6 gm(\text{O}_2) = 2 \times 4{,}8 = 9{,}6\ \text{g}
  2. m(Fe2O3)=2×16,0=32,0 gm(\text{Fe}_2\text{O}_3) = 2 \times 16{,}0 = 32{,}0\ \text{g}
Niveau 4 — Problèmes de vie courante
14

La bonbonne de gaz de Fatou (Dakar). À Dakar, Fatou cuisine avec une bonbonne contenant 5,8 kg5{,}8\ \text{kg} de butane C4H10\text{C}_4\text{H}_{10}, entièrement brûlé au fil des semaines.

  1. Rappelle l'équation équilibrée de la combustion du butane.
  2. Cette combustion consomme 20,8 kg20{,}8\ \text{kg} de dioxygène et rejette 9,0 kg9{,}0\ \text{kg} d'eau (vapeur). Calcule la masse de dioxyde de carbone rejetée dans l'atmosphère.
  3. Le kilogramme de gaz butane coûte 850850 F CFA à Dakar. Calcule le prix de cette bonbonne.
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1. 2 C4H10+13 O2 → 8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \ \rightarrow\ 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O} (voir exercice 11).

2. Système fermé : la masse totale se conserve, en kilogrammes comme en grammes.

  1. m(CO2)=m(C4H10)+m(O2)−m(H2O)m(\text{CO}_2) = m(\text{C}_4\text{H}_{10}) + m(\text{O}_2) - m(\text{H}_2\text{O})
  2. ==5,8+20,8−9,05{,}8 + 20{,}8 - 9{,}0
  3. ==17,6 kg17{,}6\ \text{kg}

3.

  1. prix =5,8×850= 5{,}8 \times 850
  2. ==4 9304\,930 F CFA

La bonbonne de Fatou coûte 4 930 F CFA et libère 17,6 kg de dioxyde de carbone dans l'air au fil de son utilisation.

15

La chaux de Bamako. Un artisan de Bamako chauffe 200 kg200\ \text{kg} de calcaire (CaCO3\text{CaCO}_3) dans un four, selon CaCO3→CaO+CO2\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2 (voir exercice 5). Il obtient 112 kg112\ \text{kg} de chaux vive (CaO\text{CaO}), le reste s'échappant sous forme de gaz.

  1. Calcule, par conservation de la masse, la masse de dioxyde de carbone libérée dans l'atmosphère.
  2. L'artisan vend sa chaux 275275 F CFA le kilogramme. Calcule la recette de cette fournée.
Voir le corrigé détaillé

1. Le calcaire chauffé (système fermé au moment de la réaction) se répartit intégralement entre les deux produits.

  1. m(CO2)=m(CaCO3)−m(CaO)m(\text{CO}_2) = m(\text{CaCO}_3) - m(\text{CaO})
  2. ==200−112200 - 112
  3. ==88 kg88\ \text{kg}

2.

  1. recette =112×275= 112 \times 275
  2. ==30 80030\,800 F CFA

L'artisan récupère 30 800 F CFA pour cette fournée, en ayant libéré 88 kg de CO2\text{CO}_2 dans l'atmosphère.

16

Les tôles rouillées de Douala. Sous le climat humide de Douala, une tôle de toiture rouille selon 4 Fe+3 O2→2 Fe2O34\,\text{Fe} + 3\,\text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{Fe}_2\text{O}_3 (voir exercice 13). Au total, 5,6 kg5{,}6\ \text{kg} de fer de la tôle ont réagi avec 2,4 kg2{,}4\ \text{kg} de dioxygène de l'air humide.

  1. Calcule la masse totale de rouille (Fe2O3\text{Fe}_2\text{O}_3) formée sur la tôle.
  2. Le propriétaire remplace 1212 tôles dans le même état. Une tôle neuve coûte 7 5007\,500 F CFA à Douala. Calcule le coût total du remplacement.
Voir le corrigé détaillé

1.

  1. m(Fe2O3)=m(Fe)+m(O2)m(\text{Fe}_2\text{O}_3) = m(\text{Fe}) + m(\text{O}_2)
  2. ==5,6+2,45{,}6 + 2{,}4
  3. ==8,0 kg8{,}0\ \text{kg}

2.

  1. coût =12×7 500= 12 \times 7\,500
  2. ==90 00090\,000 F CFA

Chaque tôle a formé en moyenne 8,0 kg8{,}0\ \text{kg} de rouille, et remplacer les 1212 tôles coûte 90 000 F CFA — un bon argument pour peindre les tôles neuves contre la rouille !

📝 QCM de fin de leçon — 20 questions

Coche une réponse par question, puis clique sur « Vérifier mes réponses » : tu obtiens ta note sur 20 avec la correction détaillée de chaque question.

Dans une réaction chimique, les substances qui disparaissent s'appellent :

Explication : Les réactifs sont les substances qui existent avant la transformation et sont consommées ; les produits sont les substances nouvelles qui apparaissent.

Parmi ces signes, lequel n'indique PAS qu'une réaction chimique a eu lieu ?

Explication : Dissoudre du sucre n'est pas une réaction chimique : le sucre existe toujours, dispersé dans l'eau, aucune nouvelle substance n'apparaît. C'est une transformation physique.

Pour identifier le dioxyde de carbone CO2\text{CO}_2, quel test utilise-t-on ?

Explication : Le test caractéristique du CO2\text{CO}_2 est l'eau de chaux, qui se trouble (devient laiteuse) en sa présence.

Dans une équation chimique, la flèche →\rightarrow sépare :

Explication : Une équation chimique place les formules des réactifs à gauche de la flèche, et les formules des produits à droite.

Pourquoi ne peut-on jamais écrire H2O2\text{H}_2\text{O}_2 à la place de H2O\text{H}_2\text{O} pour équilibrer une équation ?

Explication : Les indices caractérisent la substance : H2O\text{H}_2\text{O} est de l'eau, H2O2\text{H}_2\text{O}_2 est de l'eau oxygénée, une substance différente. On ne touche jamais aux indices.

Pour écrire l'équation « le carbone réagit avec le dioxygène pour donner du dioxyde de carbone », on obtient :

Explication : Les réactifs (carbone et dioxygène) s'écrivent à gauche, le produit (dioxyde de carbone) à droite : C+O2→CO2\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2.

La loi de Lavoisier énonce que, lors d'une réaction chimique :

Explication : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » : les atomes se réorganisent seulement, et la masse totale du système fermé reste constante.

La combustion complète de 1212 g de carbone consomme 3232 g de dioxygène. Quelle masse de dioxyde de carbone se forme ?

Explication : m(CO2)=m(C)+m(O2)m(\text{CO}_2) = m(\text{C}) + m(\text{O}_2)
m(CO2)=12+32=44m(\text{CO}_2) = 12 + 32 = 44 g.

Une tôle de fer qui rouille à l'air libre voit sa masse augmenter. Est-ce une contradiction avec la loi de Lavoisier ?

Explication : La conservation de la masse s'applique à un système fermé, incluant tous les réactifs. En pesant seulement la tôle, on ne compte pas le dioxygène capté depuis l'air : ce n'est pas une contradiction.

Équilibrer une équation chimique, c'est :

Explication : Équilibrer consiste à placer des coefficients stœchiométriques devant certaines formules pour obtenir le même nombre d'atomes de chaque élément des deux côtés, sans jamais modifier les indices.

Pour équilibrer H2+O2→H2O\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}, il faut écrire :

Explication : On double d'abord l'eau pour équilibrer l'oxygène (2 O de chaque côté), puis il faut aussi doubler H2\text{H}_2 pour équilibrer l'hydrogène : 2 H2+O2→2 H2O2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O} (4 H et 2 O de chaque côté).

Dans l'écriture 2 H2O2\,\text{H}_2\text{O}, le coefficient 22 représente :

Explication : Le coefficient multiplie toute la formule qui le suit : 2 H2O2\,\text{H}_2\text{O} représente 2 molécules d'eau entières, donc 4 atomes de H et 2 atomes de O.

D'après l'équation équilibrée N2+3 H2→2 NH3\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightarrow 2\,\text{NH}_3, combien de molécules de dihydrogène faut-il pour faire réagir 22 molécules de diazote ?

Explication : Le rapport est de 1 N2\text{N}_2 pour 3 H2\text{H}_2.
Pour 2 molécules de N2\text{N}_2, il faut 2×3=62 \times 3 = 6 molécules de H2\text{H}_2.

L'équation équilibrée de la rouille du fer est 4 Fe+3 O2→2 Fe2O34\,\text{Fe} + 3\,\text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{Fe}_2\text{O}_3. Combien d'atomes d'oxygène au total y a-t-il à gauche de la flèche ?

Explication : 3 O23\,\text{O}_2 représente 3 molécules de dioxygène, soit 3×2=63 \times 2 = 6 atomes d'oxygène.

Une équation chimique se lit à deux échelles. Que décrit la lecture « macroscopique » ?

Explication : La lecture macroscopique décrit les masses de matière que l'on peut peser ; la lecture microscopique décrit ce qui arrive aux atomes et aux molécules.

La combustion de 33 g de méthane avec 1212 g de dioxygène forme de l'eau et du dioxyde de carbone. Quelle est la masse totale des produits formés ?

Explication : D'après la conservation de la masse, la masse totale des produits égale la masse totale des réactifs.
3+12=153 + 12 = 15 g.

D'après l'équation équilibrée CH4+2 O2→CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}, combien de molécules d'eau se forment pour 33 molécules de méthane brûlées ?

Explication : Le rapport est de 1 CH4\text{CH}_4 pour 2 H2O\text{H}_2\text{O}.
Pour 3 molécules de méthane, on obtient 3×2=63 \times 2 = 6 molécules d'eau.

Le rôle des tests caractéristiques des gaz (eau de chaux, bûchette incandescente, détonation) est de :

Explication : Ces tests permettent d'identifier avec certitude, dans le tube à essai, le gaz réellement obtenu, et donc de vérifier que l'équation écrite correspond bien à ce qui se passe.

Un artisan chauffe du calcaire (CaCO3\text{CaCO}_3) selon CaCO3→CaO+CO2\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2. Il chauffe 200200 kg de calcaire et obtient 112112 kg de chaux vive (CaO\text{CaO}). Quelle masse de CO2\text{CO}_2 s'est échappée ?

Explication : m(CO2)=m(CaCO3)−m(CaO)m(\text{CO}_2) = m(\text{CaCO}_3) - m(\text{CaO})
m(CO2)=200−112=88m(\text{CO}_2) = 200 - 112 = 88 kg.

Une bonbonne de gaz butane brûle complètement selon 2 C4H10+13 O2→8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \rightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}. Que peux-tu dire de la masse totale des réactifs (butane + dioxygène) par rapport à la masse totale des produits formés (CO2\text{CO}_2 + eau) ?

Explication : Dans un système fermé, la masse totale des réactifs consommés est toujours égale à la masse totale des produits formés, quelle que soit la réaction.
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