Chimie générale/Réactions chimiques

Équations chimiques

Les équations chimiques sont un bon moyen pour décrire les réactions chimiques. Elles contiennent les informations suivantes :

• le type de réactifs consommés et de produits formés ;
• la quantité relative de réactifs et de produits ;
• la charge électrique des ions ;

Et peuvent aussi mentionner :

• l'état physique de chaque espèce (gaz, liquide, solide ou aqueux);
• les conditions de réaction (par exemple : température, pression, catalyseurs).

Coefficients stoechiométriques

Les nombres en face de chaque espèce, appelés coefficients stoechiométriques, ont une signification très importante : ils indiquent les quantités relatives d'atomes qui réagissent. Dans l'équation ci-dessous, par exemple, une molécule d'H₂ réagit avec une molécule de Cl₂ pour produire deux molécules de HCl (c'est-à-dire une mole d'H₂ et une mole de Cl₂ produisent 2 moles de HCl).

Exemples

${\hbox{CH}}_{4(g)}+2{\hbox{O}}_{2(g)}\to {\hbox{CO}}_{2(g)}+2{\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}_{(g)}\,$

équation de combustion du méthane (CH₄) en présence d'oxygène (O₂) pour former du dioxyde de carbone et de l'eau (CO₂ et H₂O)

${\hbox{Pb}}_{(aq)}^{2+}+2{\hbox{I}}_{(aq)}^{-}\to {\hbox{PbI}}_{2(s)}$

Anatomie d'une équation

${\hbox{H}}_{2(g)}+{\hbox{Cl}}_{2(g)}\to 2{\hbox{HCl}}_{(g)}\,$

L'hydrogène et le chlore réagissent vigoureusement pour produire le gaz chlorure d'hydrogène. L'équation ci-dessus illustre cette réaction. Les réactifs, hydrogène et chlore, sont écrits à gauche et les produits (chlorure d'hydrogène) sont écrits à droite. Le nombre 2 devant HCl indique que deux molécules de HCl sont produites pour chaque molécule d'hydrogène et de chlore consommée. Le 2 en indice après le H indique qu'il y a deux atomes d'hydrogène dans chaque molécule de gaz hydrogène. Finalement le symbole (g) de chaque espèce indique que ce sont des gaz.

« Espèce » dans une réaction chimique est un terme général utilisé pour désigner les atomes, molécules ou ions. Une espèce peut contenir plus d'un élément chimique (HCl, par exemple, contient de l'hydrogène et du chlore). Les espèces dans les réactions chimiques sont écrites :

${\hbox{E}}_{x(s)}^{y}$

E est le symbole chimique de l'élément, x est le nombre d'atomes de cet élément dans l'espèce, y est la charge (s'il s'agit d'un ion) et (s) est l'état physique de celui-ci.

Le symbole entre parenthèses (écrit en-dessous de chaque espèce) indique l'état physique de chaque réactif ou produit.

• (s) signifie solide.
• (l) signifie liquide.
• (g) signifie gaz.
• (aq) signifie solution aqueuse (dissous dans l'eau).

Par exemple, l'alcool éthylique doit être écrit ${\hbox{C}}_{2}{\hbox{H}}_{6}{\hbox{O}}_{(l)}$ parce que chaque molécule contient deux atomes de carbone, six d'hydrogène et un d'oxygène et qu'il est sous forme liquide (dans les Conditions Standard de Température et de Pression — CSTP). Un ion magnésium doit être écrit Mg²⁺ parce qu'il a une double charge positive. Finalement, un ion ammonium doit être écrit [NH₄]⁺ parce que chaque molécule contient un atome d'azote et quatre d'hydrogène et possède une charge +1.

Équilibrage des équations

Les équations chimiques sont utiles parce qu'elles donnent les quantités relatives des substances qui réagissent dans une réaction chimique. Par exemple, de l'équation chimique de la formation de l'ammoniac (à l'état gazeux), nous pouvons déduire qu'une mole d'azote (à l'état gazeux) se combinera avec trois moles d'hydrogène (à l'état gazeux).

${\hbox{N}}_{2(g)}+3{{\hbox{H}}_{2(g)}}\to 2{\hbox{NH}}_{3(g)}\,$

Dans certains cas, cependant, nous ne connaissons pas la quantité relative des produits de la réaction. Heureusement, nous pouvons trouver les coefficients corrects d'une équation (la quantité relative de chaque réactif et de chaque produit) en appliquant la loi de conservation de la matière. Vu que la matière ne peut jamais être ni créée ni détruite, le nombre total de chaque atome d'un côté de l'équation doit être le même que le total de l'autre côté. Ce procédé de recherche des coefficients s'appelle équilibrer les équations.

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 permet de prédire les quantité de réactifs optimales, et les quantités de produits de réaction générés, l'énergie nécessaire à amorcer la réaction, ainsi que 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 lorsqu'il y a peu d'atomes et peu de molécules en jeu, le mot « peu » variant d'un individu à l'autre. La deuxième est le plus souvent 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 difficile 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, alors que le produit est H₂O.

On cherche à équilibrer l’équation :

H₂ + O₂ → H₂O

2. Hypothèse de départ

On suppose que chaque coefficient 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 coefficients sont conservés.

Il y a deux O à gauche, mais un seul à droite. Changeons le coefficient à droite par 2. Nous sommes rendus à :

1 H₂ + 1 O₂ → 2 H₂O

4. Équilibrage de droite à gauche

Un coefficient 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 maintenant 4 H à droite (le coefficient 2 multiplie aussi bien H₂ que O). Il faut donc changer le coefficient à gauche par 2. Nous avons :

2 H₂ + 1 O₂ → 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 coefficients calculés jusqu'à maintenant.

Réaction chimique complexe

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

Il est possible 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 coefficient

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 système d'équation

(La susbstitution directe est souvent efficace.)

d=2a

e=a

g=6a

f=3a

b=6a

c=6a

Puisque tous les coefficients dépendent de 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 coefficients 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. Dans un premier temps, on n'écrit pas de coefficient 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 donc à rien.

3. Équilibre de l’oxygène

Puisque l'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 l’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, ainsi que 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 probablement sous la forme d'ion oxonium ; on ajoute donc 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 forcément se trouver une erreur en amont.

6. Milieu basique

On ajoute OH^- de part et d’autre de l’équation afin de 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.

Types de réactions chimiques

Les réactions chimiques sont divisées en diverses classes, chacune avec ses caractéristiques. Ces différents types de réactions seront examinés en détail dans ce livre.

Réactions de précipitation

Il y a réaction de précipitation quand une substance ionique se sépare de la solution et forme un solide insoluble (ou peu soluble). Le solide qui se sépare de la solution est appelé précipité. Cela se passe si deux sels solubles (composés ioniques) sont mélangés et forment un insoluble : le précipité. Un exemple est le nitrate de plomb qui mélangé avec de l'iodure de potassium forme un précipité d'iodure de plomb.

${\hbox{Pb}}({\hbox{NO}}_{3})_{2(aq)}+2{\hbox{KI}}_{(aq)}\to {\hbox{PbI}}_{2(s)}+2{\hbox{KNO}}_{3(aq)}\,$

Notons que l'iodure de plomb est sous la forme d'un solide. L'équation ci-dessus est écrite sous la forme moléculaire, ce qui n'est pas la meilleure façon de décrire une réaction. Chacun des éléments existe en solution comme ions individuels sans aucune liaison avec aucun autre (comme ils sont liés dans le cristal d'iodure de potassium). Si vous l'écrivez sous forme d'équation ionique, vous aurez une idée bien meilleure de ce qui se passe réellement.

${\hbox{Pb}}_{(aq)}^{2+}+2{\hbox{I}}_{(aq)}^{-}\to {\hbox{PbI}}_{2(s)}$

En solution, il y a des ions plomb et des ions iodure. Vu que l'iodure de plomb est insoluble, il cristallise spontanément et forme un précipité.

Réactions acide-base

En termes simples, un acide est une substance qui peut perdre un ion H⁺ (c'est-à-dire un proton) et une base une substance qui peut accepter un proton. Lorsque des quantités égales d'acide et de base réagissent, elles se neutralisent l'une l'autre, formant des espèces qui ne sont ni acides ni basiques. Par exemple, lorsque l'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de sodium réagissent, ils se neutralisent pour former de l'eau et du chlorure de sodium (sel de cuisine).

${\hbox{HCl}}+{\hbox{NaOH}}\to {\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}+{\hbox{NaCl}}\,$

De nouveau, nous aurons une image plus claire de ce qui se passe en écrivant une équation ionique.

${\hbox{H}}_{3}{O}^{+}+{\hbox{OH}}^{-}\to 2{\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}\,$

Les réactions acide-base souvent se passent en solution aqueuse, mais elles peuvent aussi se passer dans l'état gazeux. Les acides et les bases seront discutés avec plus de détails dans le chapitre acides et bases.

Les réactions redox

Rédox est une abréviation de réactions de réductions/oxydation. C'est exactement ce qui arrive dans une réaction rédox, une espèce est réduite et l'autre est oxydée. Dans la réduction, il y a un gain d'électrons et dans l'oxydation, une perte d'électrons. Les électrons sont transférés d'une espèce à l'autre. Les réactions où quelque chose est brûlé sont des exemples de réactions rédox, cependant des réactions rédox se passent aussi en solution où c'est très utile et cela forme la base de l'électrochimie. Les réactions rédox sont souvent écrites comme deux demi-réactions montrant séparément les processus de réduction et d'oxydation. Ces demi-réactions sont balancées (multipliant chacune par un coefficient) et additionnées l'une à l'autre pour former l'équation finale. Quand du magnésium est brûlé dans l'oxygène, il perd des électrons (il est oxydé). D'un autre côté, l'oxygène gagne des électrons du magnésium (il est réduit).

${\begin{array}{rclr}{\hbox{Mg}}&\to &{\hbox{Mg}}^{2+}+2e^{-}&\times 2\\{\hbox{O}}_{2}+4e^{-}&\to &2{\hbox{O}}^{2-}&\times 1\\2{\hbox{Mg}}+{\hbox{O}}_{2}+4e^{-}&\to &2{\hbox{MgO}}+4e^{-}&\end{array}}$

Les réactions rédox seront développées dans le chapitre Redox.

Les réactions organiques

Les réactions organiques se passent entre deux molécules organiques (molécules contenant l'élément carbone). Comme il n'y a pratiquement pas de limite au nombre de molécules organiques, le domaine des réactions organiques est très grand. Cependant, beaucoup de caractéristiques des molécules organiques sont déterminées par leurs groupes fonctionnels — petits groupes d'atomes qui réagissent de manières prévisibles.

Un autre concept de base en réaction organique est la basicité de Lewis. Une partie de la molécule peut être électrophile (qui aime les électrons) ou nucléophile (qui aime les noyaux, les charges positives). Les régions nucléophiles ont un excès d'électrons — elles agissent comme bases de Lewis — tandis que les régions électrophiles manquent d'électrons et agissent comme des acides de Lewis. Les régions électrophiles et nucléophiles réagissent entre elles.

Les réactions organiques ne font pas partie du sujet de ce livre, et sont traitées avec plus de détails dans la Chimie Organique.

Échange d'énergie dans les réactions chimiques

Réactions endothermiques et exothermiques

Le dégagement de chaleur dans les réactions chimiques se produit lorsque les réactifs ont un contenu énergétique supérieur à celui des produits formés. L'énergie chimique dans un corps est un type d'énergie potentielle contenue dans la substance. Cette énergie chimique potentielle est l'enthalpie de la substance et est indiquée par le symbole H.

L'ensemble des atomes et des molécules qui participent à la réaction est normalement nommé système et tout ce qui l'entoure le milieu.

Si l'enthalpie diminue durant la réaction chimique, une quantité égale d'énergie doit être dégagée dans le milieu.

Exemple : réaction exothermique

Quand le méthane brûle dans l'air, la chaleur dégagée correspond à une diminution d'enthalpie qui se produit lorsque les réactifs sont transformés en produits.

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g) + énergie

La différence d'enthalpie entre les réactifs et les produits est égale à la quantité d'énergie dégagée vers le milieu. Une réaction dans laquelle de l'énergie est dégagée vers le milieu est appelée réaction exothermique. Dans ce type de réaction, l'enthalpie, ou l'énergie chimique emmagasinée, est plus petite dans les produits que dans les réactifs.

Les réactions qui absorbent de l'énergie résultent en produits qui ont une enthalpie plus grande que les réactifs.

Exemple : réaction endothermique

C(s) + 2S(g) + énergie → CS₂(g)

La différence entre l'enthalpie des réactifs et des produits est égale à la quantité d'énergie absorbée du milieu. Une réaction où l'énergie est absorbée du milieu est appelée réaction endothermique. Dans une réaction endothermique, l'enthalpie des produits est plus grande que celle des réactifs.

Vu que les réactions absorbent ou dégagent de l'énergie, elles modifient la température du milieu. Les réactions exothermiques réchauffent le milieu et les réactions endothermiques le refroidissent.