Les transformations chimiques

Les 3 types de transformations Les transformations physiques Les transformations chimiques Les transformations nucléaires

Transformations physiques Elles ne modifient ni la nature ni les propriétés caractéristiques de la matière Les atomes et les molécules ne changent pas Il y a … les changements de formes les changements d’états les dilutions et les dissolutions

Transformations chimiques Elles modifient la nature et les propriétés caractéristiques de la matière Il y a réarrangement des liaisons entre les atomes et formation de nouvelles molécules

Les équations chimiques 2 molécules de butane réagissent avec 13 molécules de dioxygène pour former 8 molécules de dioxyde de carbone et 10 molécules d’eau produits réactifs

Les réactions chimiques : un réarrangement des atomes Au cours d’une réaction chimique, les molécules et les atomes des substances initiales (réactifs) se réorganisent en substances nouvelles (produits) Exemple Une molécule de méthane réagit avec 2 molécules de dioxygène pour former une molécule de dioxyde de carbone et 2 molécules d’eau réactifs produits

Les 5 indices associés à une réaction chimique Cinq indices permettent de reconnaitre la présence d’une transformation chimique Un dégagement gazeux Un dégagement ou une absorption de chaleur Un dégagement de lumière Un changement de couleur La formation d’un précipité

La loi de la conservation de la masse dans les transformations chimiques

Loi de la conservation de la masse Elle établit, qu’au cours d’une réaction chimique, la masse totale des réactifs est toujours égale à la masse totale des produits En fait, … la masse est conservée le nombre d’atomes de chaque élément est conservé le nombre de molécules n’est pas nécessairement conservé Antoine Laurent Lavoisier 1743-1794

La combustion du méthane Exemple La masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits Le nombre d’atomes de chaque élément est conservé Le nombre de molécule est, dans ce cas, conservé 16 g + 64 g → 44 g + 36 g

La combustion du propane 44 g + 160 g → 132 g + 72 g 204 g = 204 g

Le balancement d’équations chimiques

Pourquoi balancer une équation? Balancer une équation chimique, c’est ajouter des coefficients numériques devant les formules moléculaires des réactifs et des produits, de façon à ce que la loi de la conservation de la matière soit respectée Une équation chimique non balancée se nomme une « équation squelette »

Règles à respecter lors du balancement 1. les coefficients doivent tous être entiers 2. les coefficients doivent être le plus petit possible 3. ne jamais ajouter ni enlever de substances 4. ne jamais modifier les indices 5. toujours vérifier son résultat final Trucs et astuces… Attribuer le coefficient « 1 » à la molécule la plus complexe Garder les substances simples pour la fin (les molécules diatomiques ou les atomes seuls) Ne pas chercher à équilibrer un élément qui se retrouve dans plusieurs molécules en premier

Exemple : synthèse de l’ammoniac Équation squelette : N2 + H2 → NH3 Placer un « 2 » devant la molécule la plus complexe (NH3) N2 + H2 → 2NH3 Placer un « 1 » devant N2 1N2 + H2 → 2NH3 Placer un 3 devant H2 1N2 + 3H2 → 2NH3 Équation balancée : N2 + 3H2 → 2NH3

L’oxydation du méthane Équation squelette CH4 + Cl2 → HCl + C 1 CH4 + Cl2 → HCl + C 1 CH4 + Cl2 → 4 HCl + C 1 CH4 + 2 Cl2 → 4 HCl + C 1 CH4 + 2 Cl2 → 4 HCl + 1 C Équation balancée CH4 + 2 Cl2 → 4 HCl + C

http://www. ostralo. net/equationschimiques/pages/p2a http://www.ostralo.net/equationschimiques/pages/p2a.htm pour te pratiquer http://www.youtube.com/watch?v=LNxS7aH5QBs explication vidéo 8 min

La stœchiométrie

Qu’est-ce que la stœchiométrie? La stœchiométrie est l’étude des quantités de réactifs et de produits impliqués dans une réaction chimique Les calculs stœchiométriques permettent de déterminer les quantités de réactifs nécessaires pour réaliser une réaction et de prédire les quantités de réactifs produits

Utilisation de la stœchiométrie Exemple : l’oxydation du cuivre (1) 2Cu + O2 → 2CuO 2 atomes de cuivre 1 molécule de dioxygène 2 molécules d’oxyde de cuivre 2 moles d’atomes de cuivre 1 mole de molécules de dioxygène 2 moles de molécules d’oxyde de cuivre 8 moles d’atomes de cuivre 4 moles de molécules de dioxygène 8 moles de molécules d’oxyde de cuivre « 2y » moles d’atomes de cuivre « y » moles de molécules de dioxygène « 2y » moles de molécules d’oxyde de cuivre

Calculs stœchiométriques 2Cu + O2 → 2CuO 2 moles d’atomes de cuivre 1 mole de molécules de dioxygène 2 moles de molécules d’oxyde de cuivre 2 mol x (63,55 g/mol) 1 mol x (2 x 16,00 g/mol) (63,55 g/mol + 16,00 g/mol) 127,10 g 32,00 g 159,10 g

Calculs stœchiométriques Combien de moles de dioxygène sont nécessaires à l’oxydation de 12 moles d’atomes de cuivre? 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒅’𝒂𝒕𝒐𝒎𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑪𝒖 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑶𝟐 = 𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒅’𝒂𝒕𝒐𝒎𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑪𝒖 ? 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑶𝟐 2Cu + O2 → 2CuO 2 moles 1 mole 12 moles ? moles

Calculs stœchiométriques Combien de moles d’oxyde de cuivre seront formées par l’oxydation de 88,97 g de cuivre en présence de tout l’oxygène nécessaire? 𝟏𝟐𝟕,𝟏𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖 𝟏𝟓𝟗,𝟏𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶 = 𝟖𝟖,𝟗𝟕 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖 ? 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶 111,37 g de CuO 𝟕𝟗,𝟓𝟓 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶 = 𝟏𝟏𝟏,𝟑𝟕 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶 ? 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶 1,4 mol de CuO 2Cu + O2 → 2CuO 2 mol 127,10 g 159,10 g 88,97 g ? g ? mol

Calculs stœchiométriques Combien de grammes de cuivre seront nécessaires à la formation de 63,64 g d’oxyde de cuivre en présence de tout l’oxygène nécessaire? 𝟏𝟐𝟕,𝟏𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖 𝟏𝟓𝟗,𝟏𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶 = ? 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖 𝟔𝟑,𝟔𝟒 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑶 50,84 g de Cu 2Cu + O2 → 2CuO 127,10 g 159,10 g ? g 63,64 g

http://www. youtube. com/watch http://www.youtube.com/watch?v=ajk5bi7Ttyc Alloprof vidéo stoechiometrie 8 min

Les réactions exothermiques et endothermiques

Endothermique ou exothermique? Les réactions exothermiques sont des transformations chimiques qui dégagent de l’énergie dans le milieu environnant Les réactions endothermiques sont des transformations chimiques qui absorbent de l’énergie provenant du milieu environnant

Endothermique ou exothermique? Il est donc souvent possible de distinguer les 2 types de réactions en mesurant la variation de température du milieu environnant… Si la température du milieu environnant augmente, la réaction est exothermique Si la température du milieu environnant diminue, la réaction est endothermique

Bris et formation de liaisons chimiques Ce qu’il faut savoir sur les liaisons… Il faut toujours fournir de l’énergie pour briser une liaison chimique La formation d’une nouvelle liaison s’accompagne toujours d’une libération d’énergie La différence entre l’énergie totale absorbée lors du bris des liaisons des réactifs et l’énergie totale dégagée lors de la formation des nouvelles liaisons permet de déterminer si la réaction est de type endothermique ou de type exothermique

Une réaction exothermique (OBS 117)

Une réaction endothermique (OBS 117)

Comparaison Réaction endothermique Réaction exothermique Absorbe de l’énergie Dégage de l’énergie La température de l’environnement diminue La température de l’environnement augmente L’énergie chimique totale contenue dans les produits est plus élevée que l’énergie chimique totale contenue dans les réactifs L’énergie chimique totale contenue dans les réactifs est plus élevée que l’énergie chimique totale contenue dans les produits L’énergie apparait à gauche dans l’équation chimique L’énergie apparait à droite dans l’équation chimique

Le bilan énergétique 1. Calculer la quantité totale d’énergie que doivent absorber les molécules des réactifs pour briser leurs liaisons chimiques 2. Calculer la quantité totale d’énergie qui se dégage lors de la formation des liaisons chimiques dans les molécules des produits 3. Faire le bilan énergétique (énergie des réactifs) moins (énergie des produits) Une valeur négative indique une réaction exothermique Une valeur positive indique une réaction endothermique

Exemple : bilan énergétique de la combustion du méthane voir p 115-117 OBS CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O Les réactifs CH4 : 4 liaisons simples C-H ► 4 x 414 kJ 2O2 : 2 liaisons doubles O=O ► 2 x 498 kJ Énergie totale absorbée par les réactifs pour briser les liaisons de leurs molécules : (4 x 414) + (2 x 498) = 2652 kJ

Combustion du méthane Les produits CO2 : 2 liaisons doubles C=O ► 2 x 741 kJ 2H2O : 4 liaisons simples O-H ► 4 x 464 kJ Énergie totale dégagée par les produits lors de la formation des liaisons de leurs molécules : (2 x 741) + (4 x 464) = 3338 kJ

Combustion du méthane Bilan énergétique (Énergie absorbée par les réactifs) moins (énergie dégagée par les produits) 2652 kJ – 3338 kJ = -686 kJ La combustion du méthane est donc une réaction exothermique qui dégage 686 kJ/mol de CH4 CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + 686 kJ

Exemple: La synthèse de l’ammoniac Quelle quantité d’énergie sera dégagée lors de la formation de 81,6 g d’ammoniac? Équation squelette: N2 + H2 → NH3 Équation balancée: N2 + 3H2 → 2NH3 Nombre de moles de NH3? n = m/M alors … n = 81,6 g/ 17 g/mol … n = 4,8 mol

La synthèse de l’ammoniac Les réactifs N2 : 1 liaison triple N-N ► 946 kJ 3H2 : 3 liaisons simples H-H ► 3 x 435 kJ Énergie totale absorbée par les réactifs pour briser les liaisons de leurs molécules : 946 + (3 x 435) = 2251 kJ

La synthèse de l’ammoniac Les produits 2NH3 : 6 liaisons simples N-H ►6 x 389 kJ Énergie totale dégagée lors de la formation des liaisons des molécules du produit : (6 x 389) = 2334 kJ

La synthèse de l’ammoniac Finalement… (Énergie absorbée par les réactifs) moins (énergie dégagée par les produits) 2251 kJ – 2334 kJ = -83 kJ Puisque la synthèse de 2 moles d’ammoniac libère 83 kJ, la synthèse de 4,8 moles d’ammoniac libèrera donc … 2 𝑚𝑜𝑙 83 𝑘𝐽 = 4,8 𝑚𝑜𝑙 ? …. Réponse: 199,2 kJ

Différentes transformations chimiques

Des transformations chimiques Les synthèses et les décompositions Les précipitations Les neutralisations acidobasiques L’oxydation La combustion La respiration cellulaire La photosynthèse

Synthèse et décomposition Lors d’une synthèse, 2 ou plusieurs réactifs se combinent pour former un nouveau produit (ou plus) Ex : la synthèse du dioxyde d’azote N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) Lors d’une décomposition, un composé se sépare en 2 ou plusieurs composés ou éléments Ex : l’électrolyse de l’eau 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

Les précipitations Il y a précipitation lorsqu’un solide insoluble se forme lors du mélange de 2 solutions homogènes Le solide insoluble se nomme le précipité Il est possible de prédire la formation ou non d’un précipité en consultant un tableau de solubilité des composés ioniques (OBS 118)

Exemples de réactions de précipitations NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) 2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq) http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/animations/chang_7e_esp/crm3s2_3.swf

Neutralisation acidobasique Il s’agit d’une transformation chimique dans laquelle un acide réagit avec une base pour former un sel et de l’eau Pour neutraliser une solution acide, on lui ajoute une solution alcaline (basique) : le mélange final sera une solution neutre lorsque les 2 quantités d’ions (H+ pour l’acide et OH- pour la base) seront en quantités égales OBS p 119

Des neutralisations Acide(aq) + Base(aq) → Sel(aq) + Eau(l) HF(aq) + KOH(aq) → KF(aq) + H2O(l) H2SO4(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgSO4(aq) + 2H2O(l) 2HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaBr2(aq) + 2H2O(l)

Les oxydations Ce sont des transformations chimiques dans lesquelles l’oxygène (ou un élément oxydant qui joue un rôle semblable (Cl ou Br par exemple) est impliqué. L’oxydant arrache un ou des électrons à l’élément oxydé et ensemble ils forment un oxyde. Ex : 4Fe(s) + 3O2(g) → 2 Fe2O3(s)

Les oxydations Les métaux s’oxydent rapidement en présence d’humidité)

Oxydation des aliments Le vin et les aliments s’oxydent la pomme brunit le gout du vin est altéré parce qu’il réagit avec l’oxygène de l’air La lumière accélère l’oxydation des huiles et de la bière les fabricants de bières utilisent des contenants foncés et placent les bouteilles dans des boites de carton pour diminuer l’exposition à la lumière

Combustions Les combustions sont des oxydations qui libèrent de l’énergie Ex … Le bois qui brule Le fer qui rouille La respiration cellulaire

Les 3 conditions essentielles à une combustion Présence de comburant Présence de combustible L’atteinte de la température d’ignition Ex : C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) + Énergie ajout d’énergie extérieure pour atteindre la TI

1: le comburant Le comburant (l’oxygène est le plus répandu) est une substance capable d’entrer en réaction avec un combustible afin de lui faire libérer une partie de l’énergie chimique qu’il stocke Il est essentiel pour alimenter la combustion

2: Le combustible Le combustible est une substance qui a la capacité de s’oxyder en transformant son énergie chimique en énergie thermique

3: la température d’ignition La température d’ignition est la température nécessaire pour que la combustion s’amorce (elle est différente pour chaque combustible) La température d’ignition du bois (c’est-à-dire la température qu’il faut atteindre pour qu’il s’enflamme) est de 250 °C pour la plupart des résineux et de 350 °C pour les feuillus. (Wikipedia).

Le triangle de feu

3 types de combustions Combustion vive Combustion spontanée Combustion lente

La combustion vive Elle est spectaculaire et libère beaucoup d’énergie (thermique et lumineuse) en un court laps de temps Feu de bois, combustion de l’essence…

La combustion spontanée C’est une combustion vive et imprévisible dans laquelle le combustible atteint sa température d’ignition sans apport extérieur d’énergie Ex ; marmite d’huile sur une cuisinière

La combustion lente Combustion qui se produit lentement, sur une relativement longue période de temps Exemples: décomposition, respiration cellulaire et corrosion Corrosion du cuivre

La photosynthèse et la respiration cellulaire

La photosynthèse Il s’agit d’un transformation chimique au cours de laquelle l’énergie rayonnante du soleil est transformée en énergie chimique (énergie stockée dans les liaisons chimiques intramoléculaires). http://archives.universcience.fr/francais/ala_cite/expo/tempo/planete/portail/labo/carbone/photosyntese.html

La chlorophylle Des cellules végétales spécialisées contiennent un pigment (une substance colorée) vert qui se nomme la chlorophylle. Ce pigment capte l’énergie des rayons solaires pour produire du glucose et du dioxygène à partir de l’eau pompée du sol et du dioxyde de carbone capté dans l’air. 6CO2(g) + 6H2O(l) + Énergie → C6H12O6(s) + 6O2(g)

La respiration cellulaire C’est la réaction inverse de la photosynthèse Les produits de la photosynthèse sont les réactifs de la respiration cellulaire et vice versa. Il s’agit d’une combustion lente (ou une oxydation) qui se produits dans les cellules des organismes vivants hétérotrophes (organismes vivants incapables de produire eux-mêmes leur nourriture)

C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) + Énergie

Complémentarité

LES HALOCARBURES Les halocarbures sont des substances chimiques composées entre autres, d'halogène (brome, chlore avec ou sans fluor) et de carbone. Ils sont utilisés comme réfrigérants dans les systèmes de climatisation et de réfrigération, comme agents extincteurs dans les systèmes d'extinction d'incendie, et comme agents gonflants pour la fabrication des mousses. On les emploie aussi comme solvants. Les halocarbures posent un double problème environnemental, car la plupart d'entre eux contribuent à l'appauvrissement de la couche d'ozone et sont des gaz à effet de serre qui contribuent aux changements climatiques.