Transformations chimiques : équation, réactif limitant, espèces spectatrices

Une transformation chimique change des réactifs en produits ; on l'écrit avec une équation équilibrée (mêmes atomes et mêmes charges des deux côtés), elle s'arrête quand un réactif, le réactif limitant, est épuisé, et certaines espèces présentes n'y participent pas : ce sont les espèces spectatrices.

Objectifs

Décrire un système chimique à l'état initial et à l'état final.
Écrire et ajuster l'équation d'une réaction (conservation des éléments et des charges).
Identifier le réactif limitant et prévoir l'état final.
Repérer les espèces spectatrices et les retirer de l'équation.

1. Transformation chimique et équation de réaction

Notions clés

Un système chimique est l'ensemble des espèces chimiques présentes. On le décrit à l'état initial (avant) et à l'état final (après) : nature des espèces, quantités, état physique, température, pression.
Les réactifs sont les espèces consommées ; les produits sont les espèces formées.
La transformation est modélisée par une réaction chimique, symbolisée par une équation de réaction : \[\text{réactifs} \longrightarrow \text{produits}\]
Les nombres placés devant les formules sont les nombres stœchiométriques (le nombre 1 ne s'écrit pas).

Exemple résolu : ajuster la combustion du butane

Ajuste l'équation : \(\ce{C4H10 + O2 -> CO2 + H2O}\).

Voir la solution

Carbone : 4 atomes C à gauche, donc 4 \(\ce{CO2}\) à droite : \(\ce{C4H10 + O2 -> 4CO2 + H2O}\).

Hydrogène : 10 atomes H à gauche, donc 5 \(\ce{H2O}\) à droite : \(\ce{C4H10 + O2 -> 4CO2 + 5H2O}\).

Oxygène : à droite, \(4 \times 2 + 5 \times 1 = 13\) atomes O. À gauche, il faudrait \(\tfrac{13}{2}\) molécules \(\ce{O2}\) : on multiplie tout par 2 pour avoir des nombres entiers.

Équation ajustée : \[\ce{2C4H10 + 13O2 -> 8CO2 + 10H2O}\] Vérification : C : 8 = 8 ; H : 20 = 20 ; O : 26 = 16 + 10.

Quelle équation est correctement ajustée ?

\(\ce{CH4 + O2 -> CO2 + 2H2O}\)
\(\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}\)
\(\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + H2O}\)

Avec 2 \(\ce{O2}\) : 4 atomes O à gauche ; à droite 2 (dans \(\ce{CO2}\)) + 2 (dans 2 \(\ce{H2O}\)) = 4. Le carbone (1 = 1) et l'hydrogène (4 = 4) sont aussi conservés.

Le fer réagit avec les ions hydrogène : \(\ce{Fe + 2H+ -> Fe^{2+} + H2}\). Les charges sont-elles conservées ?

Non : il y a 2 charges à gauche et aucune à droite.
Non : il y a 1 charge à gauche et 2 à droite.
Oui : la charge totale vaut +2 de chaque côté.

À gauche : 2 ions \(\ce{H+}\), soit +2. À droite : 1 ion \(\ce{Fe^{2+}}\), soit +2. Les charges sont conservées.

2. Le réactif limitant

Notions clés

Une transformation s'arrête (si elle est totale) quand l'un des réactifs est entièrement consommé : c'est le réactif limitant. L'autre réactif est en excès : il en reste à l'état final.
Si tous les réactifs sont épuisés en même temps, ils ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.
Pour une réaction \(\ce{aA + bB -> produits}\), on compare les rapports \(\dfrac{n_i(A)}{a}\) et \(\dfrac{n_i(B)}{b}\) (quantités initiales en mol divisées par les nombres stœchiométriques) :
- le réactif qui a le plus petit rapport est le réactif limitant ;
- si les deux rapports sont égaux, le mélange est stœchiométrique.

Observe l'état initial et l'état final de la réaction \(\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}\) avec 3 molécules de dihydrogène et 1 molécule de dioxygène.

Étape 1 : à l'état initial, il y a 3 molécules de dihydrogène (atomes H en blanc) et 1 molécule de dioxygène (atomes O en rouge).

Étape 2 : la réaction a lieu ; d'après l'équation, il faut 2 molécules de dihydrogène pour 1 molécule de dioxygène.

Étape 3 : à l'état final, 2 molécules d'eau sont formées ; le dioxygène est épuisé (réactif limitant) et il reste 1 molécule de dihydrogène (en excès). On compte toujours 6 atomes H et 2 atomes O.

Exemple résolu : le fer et le soufre

On chauffe un mélange de \(5{,}6\ \text{g}\) de fer et \(4{,}0\ \text{g}\) de soufre. Il se forme du sulfure de fer : \(\ce{Fe + S -> FeS}\). Données : \(M(\ce{Fe}) = 56\ \text{g/mol}\), \(M(\ce{S}) = 32\ \text{g/mol}\). Quel est le réactif limitant ? Décris l'état final.

Voir la solution

Quantités initiales : \[n_i(\ce{Fe}) = \frac{m}{M} = \frac{5{,}6}{56} = 0{,}10\ \text{mol} \qquad n_i(\ce{S}) = \frac{4{,}0}{32} = 0{,}125\ \text{mol}\]

Rapports (nombres stœchiométriques égaux à 1) : \(\dfrac{0{,}10}{1} = 0{,}10\) pour le fer et \(\dfrac{0{,}125}{1} = 0{,}125\) pour le soufre. Le plus petit rapport est celui du fer : le fer est le réactif limitant.

Le fer est entièrement consommé : 0,10 mol de fer réagit avec 0,10 mol de soufre et forme 0,10 mol de \(\ce{FeS}\).

État final : \(n_f(\ce{Fe}) = 0\) ; \(n_f(\ce{S}) = 0{,}125 - 0{,}10 = 0{,}025\ \text{mol}\) (soit \(0{,}025 \times 32 = 0{,}80\ \text{g}\) de soufre en excès) ; \(n_f(\ce{FeS}) = 0{,}10\ \text{mol}\).

Manipule les quantités

Pour la réaction \(\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}\), choisis les quantités initiales a (dihydrogène, en mol) et b (dioxygène, en mol). Les trois droites donnent, en fonction de la progression x de la réaction (en mol), la quantité restante de dihydrogène \(a - 2x\), celle de dioxygène \(b - x\) et la quantité d'eau formée \(2x\). La réaction s'arrête dès qu'une quantité de réactif atteint 0 : ce réactif est le limitant.

Avec \(a = 3\) et \(b = 1\) : le dioxygène atteint 0 pour \(x = 1\) mol, avant le dihydrogène (qui atteindrait 0 pour \(x = 1{,}5\) mol). Le dioxygène est limitant ; il reste \(3 - 2 = 1\) mol de dihydrogène et il s'est formé 2 mol d'eau. Essaie \(a = 4\) et \(b = 2\) : les deux réactifs s'épuisent en même temps (mélange stœchiométrique).

Combustion du carbone : \(\ce{C + O2 -> CO2}\), avec 0,50 mol de carbone et 0,30 mol de dioxygène. Quel est l'état final ?

Il reste 0,20 mol de carbone et il s'est formé 0,30 mol de \(\ce{CO2}\).
Il reste 0,20 mol de dioxygène et il s'est formé 0,50 mol de \(\ce{CO2}\).
Tout est consommé et il s'est formé 0,80 mol de \(\ce{CO2}\).

Rapports : 0,50 pour C et 0,30 pour \(\ce{O2}\). Le dioxygène est limitant : 0,30 mol de C réagit, il en reste 0,50 − 0,30 = 0,20 mol, et 0,30 mol de \(\ce{CO2}\) se forme.

3. Les espèces spectatrices

Notions clés

Une espèce spectatrice est présente dans le système mais n'est ni consommée ni formée : sa quantité est la même à l'état initial et à l'état final.
Elle n'apparaît pas dans l'équation de la réaction.
C'est souvent le cas des ions qui accompagnent les ions réactifs dans les solutions (une solution ionique contient toujours des ions positifs et des ions négatifs).

Exemple résolu : le précipité bleu

On verse une solution d'hydroxyde de sodium \((\ce{Na+ + HO-})\) dans une solution de sulfate de cuivre \((\ce{Cu^{2+} + SO4^{2-}})\). Un précipité bleu d'hydroxyde de cuivre \(\ce{Cu(OH)2}\) apparaît. Les tests montrent que les ions sodium et sulfate sont toujours présents à la fin, en même quantité. Écris l'équation de la réaction et nomme les espèces spectatrices.

Voir la solution

Espèces présentes au départ : \(\ce{Na+}\), \(\ce{HO-}\), \(\ce{Cu^{2+}}\), \(\ce{SO4^{2-}}\) (et l'eau, le solvant).

Le précipité \(\ce{Cu(OH)2}\) contient du cuivre et des groupes \(\ce{OH}\) : les réactifs sont \(\ce{Cu^{2+}}\) et \(\ce{HO-}\).

Les ions \(\ce{Na+}\) et \(\ce{SO4^{2-}}\) ne sont ni consommés ni formés : ce sont les espèces spectatrices.

Équation ajustée : \[\ce{Cu^{2+} + 2HO- -> Cu(OH)2}\] Vérification : Cu : 1 = 1 ; O : 2 = 2 ; H : 2 = 2 ; charges : \(+2 + 2 \times (-1) = 0\) à gauche et 0 à droite.

On plonge un clou de fer dans de l'acide chlorhydrique \((\ce{H+ + Cl-})\). La réaction est \(\ce{Fe + 2H+ -> Fe^{2+} + H2}\). Quelle est l'espèce spectatrice ?

L'ion \(\ce{H+}\)
L'ion \(\ce{Cl-}\)
Le dihydrogène \(\ce{H2}\)

L'ion chlorure est présent dans l'acide mais n'apparaît pas dans l'équation : il n'est ni consommé ni formé. \(\ce{H+}\) est un réactif et \(\ce{H2}\) un produit.

Erreurs fréquentes

Modifier les indices des formules pour ajuster une équation au lieu des nombres stœchiométriques.
Oublier de vérifier la conservation des charges quand l'équation contient des ions.
Désigner comme limitant le réactif de plus petite masse, ou de plus petite quantité, sans diviser par les nombres stœchiométriques.
Oublier le réactif en excès dans la description de l'état final.
Écrire les espèces spectatrices dans l'équation de la réaction.

Récapitulatif

Transformation chimique : réactifs consommés, produits formés ; on décrit l'état initial et l'état final.
Équation ajustée : conservation des éléments et des charges, en jouant sur les nombres stœchiométriques.
Réactif limitant : celui dont le rapport \(\dfrac{n_i}{\text{nombre stœchiométrique}}\) est le plus petit ; il est épuisé à l'état final.
Espèces spectatrices : présentes, mais ni consommées ni formées ; absentes de l'équation.

Réactif

Espèce chimique consommée au cours de la transformation.

Nombre stœchiométrique

Nombre placé devant une formule pour ajuster l'équation.

Équation ajustée

Équation qui conserve les éléments chimiques et les charges électriques.

Réactif limitant

Réactif entièrement consommé, qui arrête la transformation.

Proportions stœchiométriques

Quantités de réactifs qui s'épuisent tous en même temps.

Espèce spectatrice

Espèce présente mais ni consommée ni formée ; elle n'apparaît pas dans l'équation.