La transformation chimique et son équation de réaction

Quand du gaz brûle dans une chaudière, quelque chose change vraiment : le gaz disparaît, de nouvelles substances apparaissent. Ce n'est pas la même chose que de la glace qui fond.

Une transformation chimique est une transformation au cours de laquelle des espèces chimiques sont consommées, en partie ou en totalité, et d'autres sont formées.

Il faut la distinguer de sa cousine :

De l'eau liquide, de la glace et de la vapeur, c'est toujours $\mathrm{H_2O}$ : transformation physique. Du méthane qui brûle, c'est du $\mathrm{CH_4}$ consommé en partie ou en totalité selon les conditions : transformation chimique.

Le vocabulaire. Dans une transformation chimique :

• les espèces consommées sont les réactifs ;
• les espèces qui apparaissent sont les produits.

Ce qui se passe vraiment. Les atomes, eux, ne sont ni créés ni détruits. Ils se détachent les uns des autres et se rattachent autrement : les mêmes atomes se retrouvent après la transformation, répartis dans les espèces produites, moléculaires, atomiques ou ioniques selon la transformation.

Une transformation chimique est une redistribution des atomes. Il y a exactement autant d'atomes de chaque sorte avant et après.

L'équation de réaction est le résumé écrit de cette redistribution. On écrit les formules des réactifs à gauche, une flèche, les formules des produits à droite. La flèche se lit « donne » ou « se transforme en » : ce n'est pas un signe égal, elle indique un sens.

Les nombres écrits devant les formules sont les nombres stœchiométriques. Ils comptent les entités — ici, des molécules — qui participent à la transformation : une molécule de méthane réagit avec deux molécules de dioxygène, et il se forme une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d'eau. Un nombre stœchiométrique égal à 1 ne s'écrit pas : il est sous-entendu.

Une équation qui respecte la conservation des atomes est dite ajustée (on dit aussi équilibrée).

1. La règle d'or : on ne touche jamais aux indices. Les formules des espèces chimiques sont fixées par la nature : l'eau est $\mathrm{H_2O}$, un point c'est tout. Écrire $\mathrm{H_2O_2}$ pour « faire tomber les comptes » ne corrige rien — cela remplace l'eau par le peroxyde d'hydrogène, autre espèce que celle annoncée. L'eau oxygénée désigne usuellement une solution de ce composé ; elle ne remplace pas l'eau dans l'équation donnée.

Pour ajuster une équation, on ne peut modifier que les nombres stœchiométriques, écrits devant les formules. Jamais les indices, écrits en bas à droite dans les formules.

2. Compter, élément par élément. Pour un élément donné, le nombre d'atomes présents d'un côté de la flèche se calcule ainsi : pour chaque espèce, on multiplie son nombre stœchiométrique par l'indice de cet élément dans sa formule, puis on additionne.

Sur $\mathrm{CH_4} + 2\,\mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$ :

Les trois lignes sont équilibrées : l'équation est ajustée.

3. Une méthode adaptée aux exemples. Pour la combustion complète des hydrocarbures étudiés dans le dioxygène, avec dioxyde de carbone et eau comme produits, procède dans cet ordre :

1. écris les formules correctes des réactifs et des produits, sans aucun nombre devant ;
2. commence par l'élément qui n'apparaît que dans une espèce de chaque côté (souvent le carbone, puis l'hydrogène) ;
3. termine par l'élément le plus répandu, presque toujours l'oxygène, parce qu'il figure dans plusieurs produits à la fois ;
4. si tu tombes sur un compte impossible — par exemple un nombre impair d'atomes d'oxygène à droite alors que le dioxygène $\mathrm{O_2}$ les apporte par paires à gauche — double les coefficients déjà fixés, puis détermine celui du dioxygène ;
5. vérifie chaque élément, un par un, et réduis les nombres s'ils sont tous multiples d'un même entier.

4. Les plus petits entiers. L'équation $2\,\mathrm{CH_4} + 4\,\mathrm{O_2} \rightarrow 2\,\mathrm{CO_2} + 4\,\mathrm{H_2O}$ conserve tous les atomes : elle est vraie. Mais tous ses nombres sont divisibles par 2. Par convention, on écrit toujours l'équation avec les plus petits nombres entiers possibles : on divise donc tout par 2, et l'on retrouve $\mathrm{CH_4} + 2\,\mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$.

5. Les nombres stœchiométriques ne sont pas des masses. Dans $\mathrm{CH_4} + 2\,\mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$, le 2 devant $\mathrm{O_2}$ ne signifie pas « 2 grammes de dioxygène ». Il signifie « deux molécules de dioxygène pour une molécule de méthane ». Passer de ces nombres à des masses exige des outils du lycée ; en 4e, ils comptent des entités, jamais des grammes.

6. La charge se conserve aussi. Le programme énonce la conservation de la masse, des atomes et de la charge. Tant que les espèces sont neutres, comme ici, la charge est nulle des deux côtés et la règle ne se voit pas. Elle devient visible en 3e, avec les ions — des atomes ou groupes d'atomes qui portent une charge électrique. Voici une équation de 3e, donnée ici à titre d'exemple, à ne pas savoir écrire en 4e :

À gauche, une charge $2+$ et deux charges $1-$ : bilan nul. À droite, une espèce neutre : bilan nul. La charge est conservée, exactement comme les atomes.

7. Ce qu'on attend de toi au collège. L'attendu officiel du cycle 4 est d'utiliser une équation fournie pour décrire une transformation observée : le plus souvent, l'équation te sera donnée, et l'on te demandera de la lire, de l'exploiter, ou de vérifier qu'elle est correctement ajustée. Savoir ajuster est la méthode qui permet cette vérification — c'est pour cela que tu l'apprends. L'écriture systématique d'équations à partir de rien, elle, se travaille en seconde.

Le butane, $\mathrm{C_4H_{10}}$, subit ici une combustion complète dans le dioxygène $\mathrm{O_2}$ : il se forme du dioxyde de carbone $\mathrm{CO_2}$ et de l'eau $\mathrm{H_2O}$. Écrivons l'équation ajustée.

Étape 1 — poser le squelette. On écrit les formules, sans aucun nombre devant :

Ce n'est pas encore une équation ajustée : à gauche, 4 atomes de carbone ; à droite, 1 seul. C'est normal, on n'a rien ajusté.

Étape 2 — le carbone. Les 4 atomes de carbone d'une molécule de butane doivent se retrouver à droite. Le carbone n'apparaît que dans $\mathrm{CO_2}$, à raison de 1 par molécule : il en faut donc 4.

Étape 3 — l'hydrogène. Les 10 atomes d'hydrogène du butane se retrouvent dans l'eau, à raison de 2 par molécule :

Il faut donc 5 molécules d'eau.

Étape 4 — l'oxygène, et l'obstacle. Comptons l'oxygène à droite :

À gauche, l'oxygène n'arrive que sous forme de dioxygène $\mathrm{O_2}$, c'est-à-dire par paires. Or 13 est impair : aucun nombre entier de molécules $\mathrm{O_2}$ ne peut fournir 13 atomes. L'équation ne peut pas être ajustée sous cette forme.

Étape 5 — doubler. On multiplie par 2 tous les nombres déjà fixés — le dioxygène, dont le nombre reste à déterminer, est laissé de côté pour l'instant :

L'oxygène à droite vaut maintenant

un nombre pair. Il faut donc

molécules de dioxygène.

Étape 6 — vérifier, élément par élément.

Les trois éléments sont conservés.

Étape 7 — les plus petits entiers ? Les nombres sont 2, 13, 8 et 10. Un diviseur commun aux quatre devrait diviser 2 : il ne peut donc valoir que 1 ou 2. Or 2 ne divise pas 13. L'équation est bien écrite avec les plus petits nombres entiers :

Comment se lit ce résultat ? Deux molécules de butane réagissent avec treize molécules de dioxygène, et il se forme huit molécules de dioxyde de carbone et dix molécules d'eau. Rien de plus, rien de moins — et surtout, aucune masse en grammes n'a été mentionnée.

Réflexe d'auto-contrôle : quand le compte de l'oxygène tombe sur un nombre impair, ne modifie pas les indices. Dans cet exemple, double les coefficients déjà fixés avant de déterminer celui du dioxygène.

Figure (fig.chemistry.equation-balancing, SVG existant) : une équation, ses atomes dessinés, et son tableau de comptage — le tout sur une seule image lisible de haut en bas.

• Bandeau du haut — l'équation. En grand et centré : $\mathrm{CH_4} + 2\,\mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$. Deux étiquettes fléchées désignent séparément, sur le terme $2\,\mathrm{O_2}$, le 2 écrit devant (« nombre stœchiométrique : compte les molécules — on peut le changer ») et l'indice 2 écrit en bas (« indice : compte les atomes dans une molécule — on ne le change jamais »).
• Bande centrale — les atomes, un par un. À gauche de la flèche, les molécules des réactifs dessinées comme des groupes de billes reliées : une molécule $\mathrm{CH_4}$ (1 bille C au centre, 4 billes H autour) et deux molécules $\mathrm{O_2}$ (deux billes O reliées, dessinées deux fois). À droite, une molécule $\mathrm{CO_2}$ (1 bille C, 2 billes O) et deux molécules $\mathrm{H_2O}$ (1 bille O, 2 billes H, dessinées deux fois). Chaque sorte d'atome a sa forme propre : C en disque plein marqué « C », H en petit disque à bord hachuré marqué « H », O en disque à bord pointillé marqué « O ». Le nombre total de billes de chaque forme est identique à gauche et à droite : c'est le message de la figure.
• Bandeau du bas — le tableau de comptage. Trois lignes, une par élément, quatre colonnes : élément, calcul à gauche, calcul à droite, verdict. Ligne carbone : $1 \times 1 = 1$ / $1 \times 1 = 1$ / conservé. Ligne hydrogène : $1 \times 4 = 4$ / $2 \times 2 = 4$ / conservé. Ligne oxygène : $2 \times 2 = 4$ / $1 \times 2 + 2 \times 1 = 4$ / conservé. La colonne « verdict » porte le mot conservé écrit en toutes lettres, jamais une simple pastille de couleur.
• Cartouche latéral — le contre-exemple. Un petit encadré barré d'une croix montre $\mathrm{CH_4} + 2\,\mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{CO_2} + \mathrm{H_4O_2}$, avec la mention : « les atomes sont bien comptés, mais $\mathrm{H_4O_2}$ n'est pas la formule de l'eau donnée : indice modifié ». La croix est un trait diagonal épais, doublé du mot « faux » écrit en toutes lettres.

Ce qu'il faut lire. La bande centrale montre que rien n'entre et rien ne sort : les mêmes billes sont là avant et après, seulement regroupées autrement. Le cartouche latéral montre l'inverse : une équation peut être « équilibrée en apparence » et pourtant fausse, parce qu'elle remplace une espèce annoncée par une autre formule.

La figure en détail : une image en trois bandes. En haut, l'équation de la combustion du méthane, avec deux étiquettes distinguant le nombre écrit devant une formule, qui compte les molécules et peut être modifié, de l'indice écrit en bas à droite, qui compte les atomes et ne se modifie jamais. Au centre, les molécules des réactifs et des produits dessinées atome par atome : une molécule de méthane et deux molécules de dioxygène à gauche, une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d'eau à droite, avec le même nombre d'atomes de chaque sorte des deux côtés. En bas, un tableau de comptage par élément donnant, pour le carbone, l'hydrogène et l'oxygène, le nombre d'atomes à gauche et à droite et le verdict « conservé ». Sur le côté, un contre-exemple barré rappelle qu'une équation obtenue en modifiant un indice ne conserve pas la formule de l'eau annoncée.