Les réactions chimiques SCI10F – MacInnes 2011

Comment détecter une réaction chimique? Variation d’énergie : HCl + 2 NaOH → NaCl + H2O + ∆ L’absorption (endothermique) ou la libération (exothermique) d’énergie. La production de chaleur, de lumière, de bruit, ou d’électricité. Par exemple, la combustion de l’essence, l’eau et le sodium, l’explosion du TNT.

Réactions chimiques cont… Changement d’état : CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2 ↑ Production d’un gaz (des bulles) ou d’un solide. Par exemple, un mélange de bicarbonate de soude et de vinaigre.

Réactions chimiques cont… Formation d’un précipité : AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl ↓ Changement de couleur : Cu(NO3)2 + Zn → Zn(NO3) 2 + Cu ↓ Les produits ont une couleur différente de celle des réactifs. Par exemple, la nourriture qui pourrit.

Réactions chimiques cont… Changement d’odeur : FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S ↑ Les produits ont une odeur différente de celle des réactifs. Par exemple, la décomposition des êtres-vivants.

Les changements énergétiques La loi de la conservation de l’énergie nous rappelle que l’énergie libérée au cours d’une réaction doit être égale à la diminution d’énergie chimique des réactifs. Il y a toujours moins d’énergie dans les liaisons des produits d’une réaction qu’il y avait dans les liaisons des réactifs (à cause de la « perte » d’énergie). L’énergie est perdue (libéré) ou gagnée (absorbé) dans chaque réaction chimique.

Les réactions exothermiques Les réactions exothermiques libèrent de l’énergie thermique (chaleur). Dans une réaction exothermique, l’énergie des réactifs est supérieure à celle des produits; il se trouve au côté droit de l’équation (produits). Zn + 2HCl (aq) → H2 (g) + ZnCl2 + énergie thermique

Les réactions endothermiques Les réactions endothermiques s’accompagnent d’une absorption d’énergie thermique. Au cours d’une réaction endothermique, l’énergie des réactifs est inférieure à celle des produits; il se trouve au côté gauche de l’équation (réactifs). Ba(OH)2 + NH4SCN + énergie thermique → NH3 + 2H2O + Ba(SCN)3

Il y a cinq types de réactions chimiques… Synthèse Décomposition Déplacement simple Déplacement double Combustion d’hydrocarbures

Réaction de synthèse : Formation ou addition; deux ou plusieurs réactifs se combinent et forment un nouveau produit. Les réactifs sont généralement des éléments. X + Y  XY Exemples : Na + Cl2 → NaCl Na+ Cl- 2 Na + Cl2 → 2 NaCl Ca + N2 → Ca3N2 Ca2+ N3- 3 Ca + N2 → Ca3N2 Al + Br2 → AlBr3 Al3+ Br- 2 Al + 3 Br2 → 2 AlBr3 Mg + P4 → Mg3P2 Mg2+ P3- 6 Mg + P4 → 2 Mg3P2

Réaction de décomposition Un composé se dégrade en deux ou plusieurs composés ou éléments (souvenez-vous des éléments polyatomiques et diatomiques!) XY  X + Y Exemples : 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 (décompose produisant le dioxygène et le chlorure métallique) CaCO3 → CO2 + CaO (décompose produisant le dioxygène et un oxyde métallique) 2 LiOH → H2O + Li2O (décompose produisant l’eau et un oxyde métallique)

Réaction de déplacement simple Substitution simple; un élément prend la place (déplace) d’un autre élément d’un composé. Il y a deux formes générales d’équations pour une réaction de déplacement simple. Un métal remplace un métal ou un non-métal remplace un non-métal. A + BX → AX + B AY + B → A + BY Exemples : 2 Na + MgBr2 → 2 NaBr + Mg Zn + Cu(NO3)2 → Cu + Zn(NO3)2 3 Ca + Fe2O3 → 3 CaO + 2 Fe

Réaction de déplacement double Substitution double; les cations de deux différents composés échangent leur place et forment deux nouveaux composés. La forme générale de l’équation est : WX + YZ → WZ + YX Exemples : Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 + 2 KNO3 AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 NaOH + HCl → NaCl + H2O FeS + 2 HCl → FeCl + H2S

Combustion Quand les hydrocarbures (les composés qui contient hydrogène et carbone) sont brûlés ils réagissent à l’oxygène. Alors, les produits sont toujours gaz carbonique et l’eau. CxHy + O2 → CO2 + H2O (combustion complète d’un hydrocarbure) ou CxHy + O2 → CO + H2O (combustion incomplète d’un hydrocarbure) Exemples : C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O (propane) 2 CH4 + 3 O2 → 3 CO2 + 4 H2O + énergie thermique (méthane)