Réactions chimiques

Un changement physique ne produit pas une nouvelle substance. La substance change seulement d'état ou de forme, et le changement peut généralement être inversé. La fonte de la glace et la dissolution du sucre sont des changements physiques.

Un changement chimique (une réaction chimique) produit une ou plusieurs nouvelles substances et est généralement difficile à inverser. Les signes d'un changement chimique incluent un changement de couleur, le dégagement d'un gaz, un changement d'énergie ou la formation d'un précipité (un solide).

La vitesse de réaction indique à quelle vitesse les réactifs se transforment en produits.

Théorie des collisions

La théorie des chocs explique ce qui contrôle la vitesse. Pour qu'une réaction ait lieu, les particules doivent entrer en collision, et elles doivent entrer en collision avec suffisamment d'énergie. L'énergie minimale nécessaire est l'énergie d'activation ($E_a$). Une vitesse plus rapide survient lorsque les particules entrent en collision efficace plus souvent.

Ce qui modifie la vitesse

Catalyseurs

Un catalyseur accélère une réaction sans être consommé — il reste inchangé à la fin. Il agit en abaissant l'énergie d'activation. Les enzymes sont des catalyseurs biologiques (catalyseurs qui agissent chez les êtres vivants).

Mesurer la vitesse

Vous pouvez suivre une réaction au cours du temps de ces façons :

• Changement de masse : placer le ballon sur une balance. Si un gaz s'échappe, la masse diminue. Enregistrer la masse à intervalles réguliers.
• Volume de gaz : collecter le gaz dans une seringue à gaz et lire son volume à intervalles réguliers.
• Formation d'un précipité : dans une réaction qui devient trouble, chronométrer le temps nécessaire pour qu'une marque sous le ballon disparaisse.

Sur un graphique du produit en fonction du temps, la ligne est la plus raide au début (vitesse maximale), devient moins raide au fur et à mesure que les réactifs sont consommés, et devient plate lorsque la réaction est terminée.

Lire les graphiques de vitesse

Vitesse moyenne sur une durée = variation de la quantité ÷ durée écoulée.

Exemple corrigé. Des morceaux de marbre réagissent avec de l’acide chlorhydrique et le dioxyde de carbone est recueilli dans une seringue à gaz :

(a) Vitesse moyenne pendant les 30 premières s $= 36 \div 30 = 1.2$ cm³/s. (b) Vitesse moyenne entre 60 et 90 s $= (70 - 58) \div 30 = 0.4$ cm³/s : plus lente, car les particules d’acide sont consommées et les collisions sont donc moins fréquentes. (c) La réaction s’est terminée vers 150 s, lorsque le volume a cessé de changer. (d) Le volume total de gaz est de 78 cm³.

Comment la courbe change.

Le volume final dépend uniquement de la quantité de réactif limitant : le réactif qui est entièrement consommé en premier. L'autre réactif est en excès. Accélérer une réaction produit la même quantité de produit, mais plus rapidement.

Évaluation des méthodes.

• Seringue à gaz : mesure le volume avec précision (à environ 1 cm³ près), mais le piston peut se coincer et une seringue à gaz ne contient généralement que 100 cm³.
• Recueil du gaz par déplacement d'eau dans une éprouvette graduée retournée : peu coûteux et simple, mais impossible à utiliser pour les gaz qui se dissolvent dans l'eau, et la lecture précise est difficile.
• Variation de masse : facile à relever à intervalles réguliers, souvent automatiquement. Placer un bouchon peu serré de coton dans le col de la fiole, afin que le gaz puisse s'échapper mais pas les projections d'acide. Cette méthode fonctionne mal pour les gaz de faible masse volumique, comme le dihydrogène, car la perte de masse est trop faible pour être mesurée avec la plupart des balances.
• Pour chaque méthode, démarrer le chronomètre au moment où les réactifs sont mélangés et maintenir la température constante (sauf si la température est la variable modifiée).

Certaines réactions sont réversibles : les produits peuvent réagir pour reformer les réactifs. On indique cela par le symbole $\rightleftharpoons$.

Changer la direction

Un exemple clair utilise des composés hydratés et anhydres :

• Le sulfate de cuivre(II) hydraté bleu, lorsqu'il est chauffé, perd son eau pour devenir du sulfate de cuivre(II) anhydre blanc. L'ajout d'eau le redevient bleu.
• Le chlorure de cobalt(II) hydraté rose perd son eau lorsqu'il est chauffé pour devenir du chlorure de cobalt(II) anhydre bleu. L'ajout d'eau le redevient rose.

L'ajout d'eau au solide anhydre (et voir la couleur revenir) est utilisé comme test pour l'eau.

Équilibre

Dans un système fermé (où aucune matière n'entre ni ne sort, bien que l'énergie puisse être transférée), une réaction réversible atteint l'équilibre lorsque :

• la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse, et
• les concentrations des réactifs et des produits ne changent plus.

Changer la position de l'équilibre

La position de l'équilibre vous indique s'il y a plus de réactifs ou plus de produits. Vous pouvez la déplacer :

• Température : chauffer déplace l'équilibre dans le sens qui absorbe la chaleur (sens endothermique) ; refroidir le déplace dans le sens qui dégage de la chaleur (sens exothermique).
• Pression (gaz) : augmenter la pression en comprimant les gaz à température constante favorise le côté ayant moins de molécules gazeuses. Si les deux côtés ont le même nombre, cela ne déplace pas l'équilibre.
• Concentration : ajouter plus d'une substance déplace l'équilibre vers l'autre côté pour la consommer.
• Un catalyseur ne déplace pas la position de l'équilibre. Il aide uniquement la réaction à atteindre l'équilibre plus rapidement.

Procédé Haber

Le procédé Haber produit de l'ammoniac :

• L'hydrogène provient du méthane (gaz naturel) ; l'azote provient de l'air.
• Conditions typiques : une température de $450\,{}^{\circ}\text{C}$, une pression d'environ $200$ atm ($20\,000$ kPa), et un catalyseur à base de fer.

Procédé Contact

Le procédé Contact transforme le dioxyde de soufre en trioxide de soufre :

• Le dioxyde de soufre provient de la combustion du soufre (ou du grillage de minerais sulfureux) ; l'oxygène provient de l'air.
• Conditions typiques : une température de $450\,{}^{\circ}\text{C}$, une pression d'environ $2$ atm ($200$ kPa), et un catalyseur à base d'oxyde de vanadium(V).

Pourquoi ces conditions sont choisies

Les conditions constituent un compromis :

• Une pression plus élevée favorise les produits dans les deux équations. Haber utilise une haute pression comme compromis avec le coût et le risque ; Contact n'utilise qu'une basse pression car sa conversion est déjà élevée.
• Une température plus basse donnerait plus de produit (les deux réactions directes sont exothermiques), mais la réaction serait trop lente, donc on utilise une température plutôt élevée pour maintenir une bonne vitesse.
• Le catalyseur accélère la réaction sans changer la position de l'équilibre, ce qui réduit les coûts.

(Supplément) Exemple résolu. Expliquez l'effet de l'augmentation de la pression sur le procédé Haber. Comptez les molécules gazeuses de chaque côté de l'équation : à gauche $1 + 3 = 4$, à droite $2$. Une pression plus élevée déplace l'équilibre vers le côté comportant moins de molécules gazeuses, soit la droite. Ainsi, plus d'ammoniac est produit. Le même décompte pour le procédé Contact donne $2 + 1 = 3$ à gauche et $2$ à droite ; une pression plus élevée serait donc également bénéfique. Cependant, le rendement à $2$ atm est déjà très élevé, ce qui ne justifie pas le coût d'une pression supplémentaire.

Erreurs fréquentes.

• Affirmer qu'une température plus élevée produit plus d'ammoniac parce que « la réaction est plus rapide ». Une température plus élevée permet d'atteindre l'équilibre plus rapidement, mais le mélange à l'équilibre contient moins d'ammoniac, car la réaction directe est exothermique.
• Dire qu'un catalyseur augmente le rendement. Il fournit le même rendement, seulement plus tôt.
• Compter des atomes au lieu de molécules gazeuses lors de la prédiction de l'effet de la pression.
• Affirmer que les conditions sont choisies « pour obtenir le rendement le plus élevé ». Elles constituent un compromis entre rendement, vitesse, coût et sécurité.

Oxydation et réduction se produisent toujours simultanément, dans ce qu'on appelle une réaction redox. (« Redox » est l'abréviation de réduction–oxydation.)

Il existe trois façons de décrire l'oxydation et la réduction :

• Oxygène : l'oxydation est le gain d'oxygène ; la réduction est la perte d'oxygène.
• Électrons : l'oxydation est une perte d'électrons ; la réduction est un gain d'électrons.
• Nombre d'oxydation : lors de l'oxydation, le nombre d'oxydation augmente ; lors de la réduction, il diminue.

Un moyen mnémotechnique utile est OIL RIG : Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain — d'électrons.

Règles du numéro d'oxydation

Le numéro d'oxydation est indiqué par un chiffre romain, comme dans le fer(II) et le fer(III). Les règles sont :

• Un élément non combiné a un numéro d'oxydation de $0$.
• Un ion monoatomique a un numéro d'oxydation égal à sa charge (donc $\text{Na}^{+}$ est $+1$).
• Les numéros d'oxydation dans un composé s'additionnent pour faire $0$.
• Les numéros d'oxydation dans un ion s'additionnent pour faire la charge de l'ion.

Exemple résolu. Trouver le numéro d'oxydation du manganèse dans l'ion manganate(VII), $\text{MnO}_4^{-}$. Chaque oxygène est $-2$, et il y en a quatre, donnant $4 \times (-2) = -8$. Les numéros d'oxydation dans un ion doivent s'additionner pour faire la charge de l'ion, qui ici est $-1$. Donc si le manganèse est $x$, alors $x + (-8) = -1$, donnant $x = +7$ - exactement ce que le (VII) dans le nom vous dit. Poser le total égal à la charge de l'ion, pas à zéro : zéro est uniquement pour un composé neutre.

Agents oxydants et réducteurs

• Un agent oxydant oxyde une autre substance et est lui-même réduit.
• Un agent réducteur réduit une autre substance et est lui-même oxydé.

Certaines réactions d'oxydoréduction montrent des changements de couleur nets :

• Le permanganate de potassium(VII) acidifié est violet. Lorsqu'il agit comme agent oxydant, il est réduit et la couleur violette s'estompe pour devenir incolore.
• L'iodure de potassium est incolore. Lorsqu'il est oxydé, de l'iode rouge-brun se forme.

• Expliquez un taux de réaction plus rapide avec la théorie des collisions : les collisions efficaces se produisent plus souvent. La concentration, la pression et la surface de contact augmentent toutes la fréquence des collisions entre particules ; une température plus élevée fait cela et fournit à davantage de particules l'énergie nécessaire.
• Un catalyseur abaisse l'énergie d'activation et accélère la réaction, mais n'est pas consommé et ne modifie pas $\Delta H$ ni la position de l'équilibre.
• À l'équilibre, les vitesses des réactions directe et inverse sont égales et les concentrations cessent de varier — cela ne signifie pas que les quantités de réactifs et de produits sont égales.
• Utilisez le principe de Le Chatelier : élever la température favorise la direction endothermique ; comprimer des gaz favorise le côté avec moins de molécules gazeuses si les nombres diffèrent ; ajouter une espèce réactive déplace l'équilibre pour consommer une partie de celle-ci.
• Oxydoréduction — OIL RIG : L'Oxydation est une Perte, la Réduction est un Gain d'électrons. Elles se produisent toujours ensemble, et un agent oxydant est lui-même réduit.