Exercices — La transformation chimique

Rappel du cours : on ajuste une équation pour respecter la conservation des éléments (et des charges) — on ne modifie jamais les formules, seulement les nombres devant.

1.

$2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$

Vérification : H : $4 = 4$ ✓ ; O : $2 = 2$ ✓.

2. Combustion du méthane :

$\text{CH}_4 + 2\ \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O}$

Vérification : C : $1 = 1$ ✓ ; H : $4 = 4$ ✓ ; O : $4 = 2 + 2$ ✓.

Réflexe à retenir : termine toujours par un comptage élément par élément — c’est 30 secondes qui garantissent le point.

1. Les réactifs sont les espèces consommées : le fer $\text{Fe}$ et l’ion cuivre $\text{Cu}^{2+}$. Les produits sont les espèces formées : l’ion fer $\text{Fe}^{2+}$ et le cuivre métallique $\text{Cu}$.

2. L’ion sulfate $\text{SO}_4^{2-}$ est présent dans le milieu mais ne participe pas à la transformation : il est présent en même quantité avant et après. C’est une espèce spectatrice, et c’est pourquoi on ne l’écrit pas dans l’équation de réaction.

Réflexe à retenir : l’équation de réaction ne contient que les espèces réellement transformées — pas tout ce qui se trouve dans le bécher.

1. Une transformation chimique se reconnaît à la disparition de réactifs et à l’apparition de nouvelles espèces. Ici par exemple : la cire est consommée (la bougie raccourcit), et de nouvelles espèces se forment (on peut mettre en évidence de l’eau et du dioxyde de carbone). Le dégagement de chaleur et de lumière est aussi un indice d’une réaction.

2. La combustion libère de l’énergie vers l’extérieur (chaleur, lumière) : elle est exothermique.

3. Comme pour toute combustion complète d’une espèce contenant du carbone et de l’hydrogène, les produits sont le dioxyde de carbone $\text{CO}_2$ et l’eau $\text{H}_2\text{O}$.

Réflexe à retenir : combustion complète → toujours le duo $\text{CO}_2$ + $\text{H}_2\text{O}$.

1. D’après l’équation, il faut 1 mol de $\text{O}_2$ pour 2 mol de $\text{H}_2$. Pour consommer $0{,}30\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$, il faut donc :

$\frac{0{,}30}{2} = 0{,}15\ \text{mol de O}_2$

2. On dispose de $0{,}20\ \text{mol}$ de $\text{O}_2$, soit plus que les $0{,}15\ \text{mol}$ nécessaires : le dioxygène est en excès, et le dihydrogène est le réactif limitant (il est entièrement consommé).

À l’état final, il reste :

$n(\text{O}_2)_{\text{restant}} = 0{,}20 - 0{,}15 = 0{,}05\ \text{mol}$

Réflexe à retenir : le réactif limitant n’est pas forcément celui présent en plus petite quantité — tout dépend des proportions de l’équation.

1. Comptage élément par élément :

• C : $3$ à gauche, $3$ à droite ✓ ;
• H : $8$ à gauche, $4 \times 2 = 8$ à droite ✓ ;
• O : $5 \times 2 = 10$ à gauche, $3 \times 2 + 4 \times 1 = 10$ à droite ✓.

L’équation est bien ajustée.

2. D’après l’équation, il faut 5 mol de $\text{O}_2$ par mol de propane. Pour brûler tout le propane, il faudrait :

$0{,}10 \times 5 = 0{,}50\ \text{mol de O}_2$

Or on ne dispose que de $0{,}40\ \text{mol} < 0{,}50\ \text{mol}$ : le dioxygène est le réactif limitant.

3. Tout le dioxygène est consommé. D’après l’équation, $5\ \text{mol}$ de $\text{O}_2$ donnent $3\ \text{mol}$ de $\text{CO}_2$, donc :

$n(\text{CO}_2) = \frac{0{,}40}{5} \times 3 = 0{,}08 \times 3 = 0{,}24\ \text{mol}$

Astuce de vérification : la quantité de propane consommée vaut $0{,}40/5 = 0{,}08\ \text{mol}$, inférieure aux $0{,}10\ \text{mol}$ disponibles ✓ — il reste bien du propane, ce qui confirme que c’est le dioxygène qui limite.