Transformation chimique

Transformation 1 :

On verse de l’hydrogénocarbonate de sodium (bicarbonate de soude) dans une solution d’acide éthanoïque (vinaigre) en variant la masse de poudre.

Comment prouver que le gaz produit est
du dioxyde de carbone $\ce{CO2 (g)}$ ?

En testant l’acidité des solutions, on se rend compte que les solutions 1 à 3 sont de moins en moins acides et que les solutions 4 à 6 ne sont plus acides du tout (elles sont basiques).

Les signes d’une transformation
chimique peuvent être :

• un changement de couleur,
• l'apparition ou la disparition d'un solide,
• un dégagement gazeux,
• un dégagement de chaleur,
• une odeur,
• etc.

La transformation étudiée est-elle
une transformation chimique ?

Oui, les indices sont la disparition totale ou partielle
de l'hydrogénocarbonate de sodium,
le dégagement gazeux et le changement d'acidité.

Quels sont les réactifs de la
transformation chimique étudiée ?

• acide éthanoïque
• hydrogénocarbonate de sodium

Citer un produit de la
transformation chimique étudiée ?

Le dioxyde de carbone.

Rq : la transformation doit être totale pour que
la notion de réactif limitant ait un sens.

Quels est le réactif limitant
pour chacune des expériences ?

• Transfos 1 à 3 : l'hydrogénocarbonate de sodium
• Transfos 4 à 6 : l'acide éthanoïque

Approche quantitative :

Calculons maintenant les quantité de matière des deux réactifs pour chacune des expériences.

Données :

• $m_\ce{NaHCO3} = \pu{1,4E-22 g}$
• $m_\ce{CH3COOH} = \pu{1,0E-22 g}$
• le vinaigre utilisé est une solution à 5% d’acide éthanoïque, ce qui signifie que pour 100 g de solution, il y a 5 g de $\ce{CH3COOH}$.
• $\rho_{\text{vinaigre}}\approx\rho_{\text{eau}}$

Pour l'hydrogénocarbonate de sodium :

1^re expérience : $m_{\ce{NaHCO3}} = \pu{2,0 g}$
$ N_{\ce{NaHCO3}}=$ $\textstyle \frac{\pu{2,0 g}}{\pu{1,4E-22 g}} \approx \pu{1,4E22}$ molécules
et donc $n_{\ce{NaHCO3}} \approx $$\frac{\pu{1,4E22}}{\pu{6,02E23}} \approx \pu{24 mmol}$

• $\pu{2,0 g} \rightarrow \pu{24 mmol}$
• $\pu{4,0 g} \rightarrow \pu{47 mmol}$
• $\pu{6,0 g} \rightarrow \pu{71 mmol}$
• $\pu{8,0 g} \rightarrow \pu{95 mmol}$
• $\pu{10 g} \rightarrow \pu{0,12 mol}$
• $\pu{12 g} \rightarrow \pu{0,14 mol}$

Et pour l'acide éthanoïque :

Comme la masse volumique du vinaigre utilisé est approximativement celle de l'eau, les $\pu{100 mL}$ de l'expérience ont une masse d'environ $\pu{100 g}$.

Mais il n'y a que 5% d'acide éthanoïque
dans ces $\pu{100 g}$, soit environ $\pu{5,0 g}$.

Cela représente $n_{\ce{CH3COOH}} \approx$ $\pu{83 mmol}$.

Mesurer la masse de dioxyde de carbone
produit permet de déduire $n_{\ce{CO2}\text{ produit}}$.

Comment mesure-t-on la masse de dioxyde de carbone produit dans l'expérience de la vidéo ?

• 1^er ballon : $\pu{24 mmol}$
• 2^e ballon : $\pu{47 mmol}$
• 3^e ballon : $\pu{71 mmol}$
• 4^eballon : $\pu{83 mmol}$
• 5^e ballon : $\pu{83 mmol}$
• 6^e ballon : $\pu{83 mmol}$

Lorsque l’hydrogénocarbonate de sodium est limitant,
quelle relation a-t-on entre la quantité de matière d’acide éthanoïque consommé et la quantité
de matière de dioxyde de carbone produit ?

$n_{\ce{NaHCO3}\text{ consommé}} \approx n_{\ce{CO2}\text{ produit}}$

Et lorsque c’est l’acide éthanoïque qui est limitant ?

$n_{\ce{CH3COOH}\text{ consommé}} \approx n_{\ce{CO2}\text{ produit}}$

La notion de réaction chimique modélise
tout ce qu’on a vu jusque là et le résume
dans une équation de la réaction.

Ici, on a :

On peut la lire ainsi :

une mole d’hydrogénocarbonate de sodium réagit avec une mole d’acide éthanoïque pour donner une mole de dioxyde de carbone, une mole d’ions sodium,
une mole d’eau et une mole d’ions éthanoate.

Deux règles président à l’établissement
d’une équation de réaction :

Transformation 2 :

On verse une certaine masse de poudre
de magnésium dans une solution
d’acide chlorhydrique.

On ajoute quelques gouttes de BBT dans les erlenmeyer.s Le BBT est un indicateur coloré qui est jaune en présence d’ions $\ce{H3O+}$ et vert ou bleu sinon.

Le gaz dégagé est cette fois-ci du dihydrogène $\ce{H2 (g)}$.
Quel test aurait-on pu faire pour l’identifier ?

Les espèces chimiques présentes au début :

• $\ce{H3O+ (aq)}$
• $\ce{Cl- (aq)}$
• $\ce{H2O (l)}$
• $\ce{Mg (s)}$

Les espèces chimiques présentes à la fin :

• $\ce{H3O+ (aq)}$ (seulement dans les ballons 1 et 2)
• $\ce{Cl- (aq)}$ (autant qu’au départ)
• $\ce{H2O (l)}$ (plus qu’au départ)
• $\ce{Mg (s)}$ (seulement dans le ballon 4)
• $\ce{Mg^{2+} (aq)}$
• $\ce{H2 (g)}$

L’ion chlorure $\ce{Cl- (aq)}$
n’est ni un réactif, ni un produit.
Il ne participe pas à la réaction.
On parle d’espèce spectatrice.

Réactifs :

• $\ce{H3O+ (aq)}$
• $\ce{Mg (s)}$

Produits :

• $\ce{H2 (g)}$
• $\ce{Mg^2+ (aq)}$
• $\ce{H2O (l)}$

Réactif limitant :

• $\ce{Mg (s)}$ dans les expériences 1, 2 et 3
• $\ce{H3O+ (aq)}$ dans les expériences 3 et 4

L’expérience 3 est particulière, Pourquoi ?

Les deux réactifs ont été entièrement consommés.
Ils sont donc tous les deux limitants.

On dit qu'ils sont en
proportions stœchiométriques
(car leurs proportions respectent
la stœchiométrie de la réaction).

Détermination de la stœchiométrie :

• Dans le ballon 1 se trouve $\pu{13 mmol}$ de dihydrogène
• Dans le ballon 2, $\pu{25 mmol}$.
• Dans les ballon 3 et 4, $\pu{50 mmol}$.

Quelle est la relation entre $n_{\ce{H2 \text{produit}}}$ et $n_{\ce{Mg \text{consommé}}}$
lorsque le magnésium est limitant ?

$n_{\ce{H2 \text{produit}}} = n_{\ce{Mg \text{consommé}}}$

Et quelle est la relation
entre $n_{\ce{H2 \text{produit}}}$ et $n_{\ce{H3O+ \text{consommé}}}$
lorsque l’ion oxonium est limitant ?

$n_{\ce{H2 \text{produit}}} = \frac{1}{2}n_{\ce{H3O+ \text{consommé}}}$

Donc pour 1 mole de $\ce{H2 (g)}$ produite,
il y a 1 mole de $\ce{Mg (s)}$
et 2 moles de $\ce{H3O+ (aq)}$ consommées !

L’équation de la réaction modélisant tout ça s’écrit :

Équilibrer les équations
de réaction suivantes

🐣 Combustion du carbone 🐣

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{C(s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{CO2 (g)}$

🐣 Combustion du carbone 🐣

$\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{C(s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{CO2 (g)}$

🐣 Combustion du méthane 🐣

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{CH4(g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H2O (g)}$

🐣 Combustion du méthane 🐣

$\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{CH4(g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}2$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}2$ $\ce{H2O (g)}$

🐥 Combustion du propane 🐥

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{C3H8(g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H2O (g)}$

🐥 Combustion du propane 🐥

$\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{C3H8(g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}5$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}3$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}4$ $\ce{H2O (g)}$

🐓 Combustion du butane 🐓

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{C4H10(g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H2O (g)}$

🐓 Combustion du butane 🐓

$\color{#00A2FF}2$ $\ce{C4H10(g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}13$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}8$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}10$ $\ce{H2O (g)}$

🐓 Combustion de l’éthanol 🐓

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{C2H6O(l)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H2O (g)}$

🐓 Combustion de l’éthanol 🐓

$\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{C2H6O(l)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}3$ $\ce{O2 (g)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}2$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}3$ $\ce{H2O (g)}$

🐣 Corrosion du zinc par un acide 🐣

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{Zn (s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H+ (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{Zn^2+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H2 (g)}$

🐣 Corrosion du zinc par un acide 🐣

$\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{Zn (s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}2$ $\ce{H+ (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{Zn^2+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{H2 (g)}$

🐥 Corrosion du lithium par un acide 🐥

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{Li (s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H+ (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{Li+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H2 (g)}$

🐥 Corrosion du lithium par un acide 🐥

$\color{#00A2FF}2$ $\ce{Li (s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}2$ $\ce{H+ (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}2$ $\ce{Li+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{H2 (g)}$

🐓 Corrosion de l’aluminium par un acide 🐓

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{Al (s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H+ (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{Al^3+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H2 (g)}$

🐓 Corrosion de l’aluminium par un acide 🐓

$\color{#00A2FF}2$ $\ce{Al (s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}6$ $\ce{H+ (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}2$ $\ce{Al^3+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}3$ $\ce{H2 (g)}$

🐥 Action d’un acide sur le calcaire 🐥

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{CaCO3 (s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H+ (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{Ca^2+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H2O (l)}$

🐥 Action d’un acide sur le calcaire 🐥

$\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{CaCO3 (s)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}2$ $\ce{H+ (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{Ca^2+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{CO2 (g)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{H2O (l)}$

🐥
Action de l’acide chlorhydrique
$\ce{(H3O+ (aq) + Cl- (aq))}$
sur l’hydroxyde de sodium
$\ce{(Na+ (aq) + OH- (aq))}$
en solution :

$\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H3O+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{OH- (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}\text{_}$ $\ce{H2O (l)}$

🐥
Action de l’acide chlorhydrique
$\ce{(H3O+ (aq) + Cl- (aq))}$
sur l’hydroxyde de sodium
$\ce{(Na+ (aq) + OH- (aq))}$
en solution :

$\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{H3O+ (aq)}$ $ + $ $\color{#00A2FF}\hphantom{\text{_}}$ $\ce{OH- (aq)}$ $ = $ $\color{#00A2FF}2$ $\ce{H2O (l)}$

Trouver l’espèce
chimique limitante

$\ce{C3H8 (g) + 5 O2 (g) = 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)}$

Quel est le réactif limitant si on mélange :

• 5 moles de propane et 5 moles de dioxygène ?
• 1 mole de propane et 5 moles de dioxygène ?
• 1 mole de propane et 10 moles de dioxygène ?

$\ce{2 Al (s) + 6 H+ (aq) = 2 Al^3+ (aq) + 3 H2 (g)}$

Quel est le réactif limitant si on mélange :

• 6 moles d’aluminium et 6 moles d’ions hydrogène ?
• 1 mole d’aluminium et 3 moles d’ions hydrogène ?
• 5 mole d’aluminium et 14 moles d’ions hydrogène ?

Une transformation chimique est exothermique
si elle libère de l’énergie thermique,
réchauffant ainsi son environnement.

Une transformation chimique est endothermique
si elle récupère de l’énergie thermique de son environnement (ce qui le refoidit).

Si la masse du réactif limitant $\nearrow$,
la quantité de produits formés $\nearrow$,
et donc l’énergie absorbée
ou libérée par la transformation $\nearrow$.

Plus la masse du réactif limitant est élevée, plus la variation de température observée sera grande.

Les dissolutions par exemple peuvent être
exothermiques ou endothermiques…

La vidéo suivante montre comment une dissolution endothermique est utilisée dans les pochettes de froid et comment un changement d’état exothermique
sert dans les “chaufferettes à main”.

S’il n’y a aucune variation de température
au cours de la transformation,
celle-ci est dite athermique.