Les équations de réaction

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1 Les équations de réaction

2 « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ».
Comme l’a dit le célèbre chimiste Lavoisier : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ».

3 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 de carbone Atome d’oxygène

4 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.

5 Seulement, ils se sont détachés puis réattachés de manière différente.

6 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.

7 Exemple : la combustion complète du carbone.
Les réactifs sont : - Le carbone : C Le dioxygène : O2 Atome de carbone Molécule de dioxygène

8 Molécule de dioxyde de carbone
Le produit est : - Le dioxyde de carbone : CO2 Molécule de dioxyde de carbone

9 Réaction :

10 Réaction :

11 Réaction :

12 Réaction :

13 Réaction :

14 Réaction :

15 Réaction :

16 Réaction :

17 Fin de la réaction :

18 L’équation de réaction s’écrit : C + O2 → CO2
se transforment en Atome de carbone Molécule de dioxygène Molécule de dioxyde de carbone

19 On vérifie bien qu’il y a un atome de carbone parmi les réactifs et un atome de carbone parmi les produits. C O → CO2 Atome de carbone Molécule de dioxygène Molécule de dioxyde de carbone

20 On vérifie également qu’il y a bien deux atomes d’oxygène parmi les réactifs et deux parmi les produits. C O → CO2 Molécule de dioxygène Molécule de dioxyde de carbone Atome de carbone

21 On dit que l’équation de réaction est équilibrée.

22 Autre exemple

23 Synthèse de l’eau: H2 + O2 → H2O Molécule de dihydrogène
Molécule d’eau Molécule de dioxygène Molécule de dihydrogène

24 On voit que le nombre d’atomes d’oxygène n’est pas le même au début et à la fin de la réaction.
H O → H2O Molécule de dioxygène Molécule d’eau Molécule de dihydrogène

25 L’équation de réaction n’est pas équilibrée.

26 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.

27 Il y a deux atomes d’oxygène parmi les réactifs, il en faut donc deux parmi les produits.
H O → H2O Molécule de dioxygène Molécule d’eau Molécule de dihydrogène

28 On écrit donc deux molécules d’eau (chacune contient un atome d’oxygène).
H O → H2O Molécule de dioxygène Molécule d’eau Molécule d’eau Molécule de dihydrogène

29 Mais il y a maintenant quatre atomes d’hydrogène parmi les produits, il en faut donc quatre parmi les réactifs. H O → H2O Molécule d’eau Molécule d’eau Molécule de dioxygène Molécule de dihydrogène

30 On écrit donc deux molécules de dihydrogène (chacune contient deux atomes hydrogène).
2 H O → H2O Molécule d’eau Molécule d’eau Molécule de dihydrogène Molécule de dioxygène Molécule de dihydrogène

31 Il y a bien quatre atomes d’hydrogène parmi les réactifs et parmi les produits.
2 H O → H2O Molécule de dihydrogène Molécule d’eau Molécule d’eau Molécule de dioxygène Molécule de dihydrogène

32 L’équation de réaction est équilibrée !
2 H O → H2O Molécule de dihydrogène Molécule d’eau Molécule d’eau Molécule de dioxygène Molécule de dihydrogène

33 Début de la réaction :

34 Réaction :

35 Réaction :

36 Réaction :

37 Réaction :

38 Réaction :

39 Réaction :

40 Réaction :

41 Réaction :

42 Réaction :

43 Réaction :

44 Réaction :

45 Réaction :

46 Réaction :

47 Réaction :

48 Fin de la réaction :