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Les équations de réaction
Comme l’a dit le célèbre chimiste Lavoisier :
« Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ».
Cela signifie que les atomes (les briques élémentaires de la matière) n’apparaissent pas,
ni ne disparaissent pas soudainement, mais qu’ils se réarrangent pour former de
nouveaux composés.
Atome d’hydrogène
Atome d’oxygène
Atome de carbone
Ainsi, tous les atomes présents au début d’une réaction chimique seront-ils présents à la fin
de celle-ci.
De même, tous les atomes présents à la fin de la réaction étaient déjà présents au début.
Seulement, ils se sont détachés puis réattachés de manière différente.
On fait alors le bilan d’une réaction chimique:
On écrit les composés présents au départ, les réactifs, puis ceux obtenus à la fin de la
réaction, les produits.
Exemple : la combustion complète du carbone.
Les réactifs sont :
- Le carbone : C
- Le dioxygène : O2
Atome de carbone
Molécule de dioxygène
Le produit est :
- Le dioxyde de carbone : CO2
Molécule de dioxyde de carbone
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Fin de la réaction :
L’équation de réaction s’écrit :
C + O2 → CO2
Atome de carbone Molécule de dioxygène Molécule de dioxyde de carbone
se transforment en
On vérifie bien qu’il y a un atome de carbone parmi les réactifs et un atome de carbone
parmi les produits.
C + O2 → CO2
Atome de carbone Molécule de dioxygène Molécule de dioxyde de carbone
On vérifie également qu’il y a bien deux atomes d’oxygène parmi les réactifs et deux
parmi les produits.
C + O2 → CO2
Atome de carbone Molécule de dioxygène Molécule de dioxyde de carbone
On dit que l’équation de réaction est équilibrée.
Autre exemple
Synthèse de l’eau:
H2 + O2 → H2O
Molécule de dihydrogène
Molécule de dioxygène Molécule d’eau
On voit que le nombre d’atomes d’oxygène n’est pas le même au début et à la fin de la réaction.
H2 + O2 → H2O
Molécule de dihydrogèneMolécule de dioxygène
Molécule d’eau
L’équation de réaction n’est pas équilibrée.
On cherche alors le nombre de molécules de
chaque sorte pour qu’il y ait le même nombre
d’atomes d’oxygène et d’hydrogène au début
et à la fin de la réaction.
Il y a deux atomes d’oxygène parmi les réactifs, il en faut donc deux parmi les
produits.
H2 + O2 → H2O
Molécule de dihydrogèneMolécule de dioxygène
Molécule d’eau
On écrit donc deux molécules d’eau (chacune contient un atome d’oxygène).
H2 + O2 → 2 H2O
Molécule de dihydrogèneMolécule de dioxygène
Molécule d’eau Molécule d’eau
Mais il y a maintenant quatre atomes d’hydrogène parmi les produits, il en faut donc
quatre parmi les réactifs.
H2 + O2 → 2 H2O
Molécule de dihydrogène
Molécule de dioxygène Molécule d’eauMolécule d’eau
On écrit donc deux molécules de dihydrogène (chacune contient deux atomes hydrogène).
2 H2 + O2 → 2 H2O
Molécule de dihydrogène
Molécule de dioxygène Molécule d’eau Molécule d’eau
Molécule de dihydrogène
Il y a bien quatre atomes d’hydrogène parmi les réactifs et parmi les produits.
2 H2 + O2 → 2 H2O
Molécule de dihydrogène
Molécule de dioxygène Molécule d’eau
Molécule de dihydrogène
Molécule d’eau
L’équation de réaction est équilibrée !
2 H2 + O2 → 2 H2O
Molécule de dihydrogène
Molécule de dioxygène Molécule d’eau
Molécule de dihydrogène
Molécule d’eau
Début de la réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Réaction :
Fin de la réaction :
