Les transformations chimiques : introduction et cas d'une combustion

• Pour faire un barbecue, on fait brûler du charbon de bois, qui est constitué essentiellement de carbone de symbole chimique : $C$.

• Tout le monde a observé que le charbon de bois brûle mieux en présence d'un courant d'air ou lorsque l'on souffle dessus. Le charbon de bois se consume, cette transformation chimique s'appelle une combustion. Les combustions se manifestent en général par une augmentation de la température, une émission de lumière et parfois par un bruit (explosion).

I. Rappels sur la structure de la matière

• Comme cela a été vue dans la fiche précédente pour l'air, la matière est composée à partir d'atomes dont la combinaison forme des molécules :

L'air et ses propriétés

• Ainsi,

  $\circ\quad$ Le dioxyde de carbone, dont la formule chimique brute est $CO_2$, est constitué d'un atome de carbone et de deux atomes d'oxygène.

  $\circ\quad$ Le méthane, de formule chimique brute $CH_4$, comprend un atome de carbone et quatre atomes d'hydrogène.

  $\circ\quad$ Le dioxygène, de formule chimique $O_2$, comprend deux atomes d'oxygène.

  $\circ\quad$ L'eau, de formule chimique brute $H_2O$, comprend deux atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène.

  $\circ\quad$ Etc.

• La formule brute chimique d'une molécule donne le symbole et le nombre d'atomes qui la constituent.

II. Transformation (ou réaction) chimique

1. Système chimique

• Définition :

  Un système chimique (ou milieu réactionnel) est un mélange d'atomes et/ou de molécules qui sont susceptibles de réagir entre elles.

2. État d'un système chimique

• Définition :

  Pour caractériser un système chimique, il est nécessaire de définir l'ensemble des paramètres le constituant, c'est-à-dire :

  $\circ\quad$ Les conditions de réalisation de la transformation : la température et la pression ;

  $\circ\quad$ Toutes les espèces chimiques mises en jeu : leurs formules brutes et leur(s) état(s) physique(s) (solide, liquide, gazeuse ou dissoute en solution dans l'eau) notamment ;

  $\circ\quad$ Les quantités (masses ou volumes) de chacune des atomes et/ou molécules mises en jeu.

  Tous ces paramètres définissent ce qu'on appelle l'état d'un système chimique.

• Remarque : les transformations chimiques usuelles se font généralement à l'air libre (sous la pression atmosphérique).

3. La transformation chimique, une évolution d'un système chimique

• Définition :

  $\circ\quad$ La transformation (ou réaction) chimique est une évolution d'un système chimique au cours de laquelle des atomes et/ou molécules disparaissent tout en laissant apparaître de nouveaux atomes et/ou molécules ;

  $\circ\quad$ Cette caractérisation de l'évolution est permise par la comparaison d'un état initial (i.e. à $t_0 = 0s$) avec un état dit final lorsqu'il n'y a plus de réaction ;

  $\circ\quad$ Les espèces chimiques présentes à l'état initial sont appelées réactifs ;

  $\circ\quad$ Les espèces chimiques présentes à l'état final sont appelées produits.

II. Caractérisation d'une transformation (ou réaction) chimique

1. Expérience

• Les photographies ci-dessous sont celles d'une réaction chimique entre l'acide chlorhydrique et le calcaire à l'état initial (avant le mélange, à gauche) et à l'état final (à droite) :

• On a placé sur une balance un erlenmeyer rempli avec quelques millilitres d'acide dilué et on a posé à côté des morceaux de craie (calcaire). La balance indique une masse de $23,8$ grammes.

• On met les morceaux de craie dans l'erlenmeyer et on observe une réaction chimique entre l'acide chlorhydrique et le calcaire (morceaux de craie), une effervescence se produit jusqu'à ce que tous les morceaux de craie soient dissous. Pendant toute la durée de l'expérience, la balance indique toujours la même masse de 23,8 grammes. Au cours d'une transformation chimique, la masse des réactifs qui disparaissent est égale à la masse des produits qui apparaissent, on dit que la masse se conserve. La conservation de la masse est une conséquence de la conservation des atomes au cours d'une transformation chimique : les atomes contenus dans les réactifs se retrouvent dans les produits.

• Lorsque l'expérience est terminée, on retire le bouchon de l'erlenmeyer, on entend alors un gaz s'échapper et la balance indique une masse inférieure à 23,8 grammes. Le gaz qui s'échappe (dioxyde de carbone), il est donc pesant. En conclusion, la nature des corps a changé au cours de la réaction chimique mais il n'y a ni perte, ni création de matière.

2. Propriété d'une réaction chimique

• Citation :

  "Rien ne se perd, rien ne se créé, tout se transforme" (Antoine LAVOISIER, 1743-1794)

  Par ces mots, le père de la chimie moderne s'est inspiré du philosophe grec Anaxagore ("Rien ne naît ni ne périt, mais des choses déjà existantes se combinent, puis se séparent de nouveau"). À ceci près que, grâce à ses travaux expérimentaux, celle-ci passe du statut de maxime philosophique à celui de principe physico-chimique.

• Propriété :

  Une transformation (ou réaction) chimique est caractérisée par une conservation de la matière (autrement dit, conservation de la masse totale du système et conservation du nombre d'atomes constituant ce système).

2. L'équation d'une réaction chimique : écriture et signification

• Définition :

  $\circ\quad$ L'équation-bilan d'une réaction chimique permet d'établir le bilan des réactifs intervenant dans cette transformation et les produits formés par cette réaction, par le biais de leur formules chimiques ;

  $\circ\quad$ Elle indique également les proportions des quantités qui interviennent.

  $\circ\quad$ La flèche va des réactifs qui disparaissent vers les produits qui se forment et elle se lit « donne ». Le signe $+$ signifie « réagit avec ».

• Exemple : l'équation-bilan de la réaction entre l'acide chlorhydrique et le calcaire s'écrira :

  $\circ\quad$ Acide chlorhydrique + Carbonate de calcium $\longrightarrow$ chlorure de calcium + Dioxyde de carbone + Eau ;

  $\circ\quad$ $2 H Cl + Ca CO_3 \longrightarrow CaCl_2 + CO_2 + H_2O$.

  Il y a conservation de la masse et du nombre d'atomes : deux atomes d'hydrogène, deux atomes de chlore, un atome de calcium, un atome de carbone et trois atomes d'oxygène, au départ de la réaction chimique comme à l'arrivée.

3. Propriété d'une équation-bilan

• L'équation-bilan étant représentative de la transformation étudiée, la propriété de conservation de la matière (en nombre d'atomes) doit donc être respectée.

• En conséquence, comme cela a été introduit dans l'expérience précédente, il est nécessaire d'introduire devant chaque espèce chimique intervenante un nombre qu'on peut ajuster pour traduire cette conservation : on l'appelle le coefficient stœchiométrique.

4. Méthode d'équilibrage (ou d'ajustement) d'une équation-bilan

• Rappel :

  Lors d'une transformation chimique, il y a conservation de la matière (principe de Lavoisier). Cela signifie qu'il doit y avoir autant d'éléments chimiques (C, O, H ...) à gauche (côté réactifs) et à droite (côté produits) de la flèche traduisant l'évolution de la transformation.

• Exemple 1 : combustion du charbon ($C$) avec le dioxygène ($O_2$) de l'air. Le test à l'eau de chaux permet de dire que le produit est le dioxyde de carbone ($CO_2$).

  $\circ\quad$ Dans un premier temps, écrivons cette équation-bilan sans se soucier des équilibres, c'est-à-dire en écrivant uniquement les formules chimiques de chaque réactif et de chaque produit :

  $...C + ...O_2 \rightarrow ...CO_2$

  $\circ\quad$ Côté réactifs, il y a :

  $\quad \Longrightarrow$ $1$ atome de carbone $C$ ;

  $\quad \Longrightarrow$ $2$ atomes d'oxygène $O$.

  $\circ\quad$ Côté produits, il y a :

  $\quad \Longrightarrow$ $1$ atome $C$ ;

  $\quad \Longrightarrow$ $2$ atomes $O$.

  $\circ\quad$ L'équation-bilan est donc déjà équilibrée :

  $\boxed{C + O_2 \rightarrow CO_2}$

• Remarque importante : lorsqu'on a qu'1 seule espèce chimique ou qu'1 seule mole intervenant dans la réaction, on ne met pas le coefficient stœchiométrique "1" devant l'espèce chimique considérée.

• Exemple 2 : combustion du propane

  $\circ\quad$ En général, l'énoncé donne les formules chimiques de chaque réactif et de chaque produit.

  $\circ\quad$ Tout comme l'exemple 1, on écrit l'équation-bilan sans se soucier des coefficients stœchiométriques :

  $...C_3H_8 + ...O_2 \rightarrow ...CO_2+ ...H_2O$

  $\circ\quad$ Côté réactifs, il y a :

  $\quad \Longrightarrow$ $3$ atomes de carbone $C$ (avec le $C_3$) ;

  $\quad \Longrightarrow$ $8$ atomes d'hydrogène $H$ (avec le $H_8$) ;

  $\quad \Longrightarrow$ $2$ atomes d'oxygène $O$ (avec le $O_2$).

  $\circ\quad$ Côté produits, il y a :

  $\quad \Longrightarrow$ $1$ atome de $C$ provenant du $CO_2$ ;

  $\quad \Longrightarrow$ $2$ atomes de $H$ provenant du $H_2O$ ;

  $\quad \Longrightarrow$ $2 + 1 = 3$ atomes de $O$ provenant du $CO_2$ et du $H_2O$.

  $\circ\quad$Il n'y a pas autant d'éléments $C$, $H$, $O$ de chaque côté de la flèche : l'équation n'est donc pas équilibrée (ou ajustée).

  $\textcolor{purple}{\text{Etape 1}}$ - Équilibrons d'abord les atomes de carbone $C$ :

  Pour en avoir $3$ pour les réactifs et $3$ pour les produits (à la place d'un seul comme on l'a vu précédemment), on multiplie $CO_2$ par $3$ (car $1 \times 3 = 3$) :

  $...C_3H_8 + ...O_2 \rightarrow \textcolor{red}{3}CO_2 + ...H_2O$

  $\textcolor{purple}{\text{Etape 2}}$ - Équilibrons ensuite les atomes d'hydrogène $H$ :

  Pour en avoir $8$ pour les réactifs et $8$ pour les produits (à la place de $2$ comme on l'a vu précédemment), on multiplie $H_2O$ par $4$ (car $4 \times 2 = 8$) :

  $...C_3H_8 + ...O_2 \rightarrow 3CO_2 + \textcolor{red}{4}H_2O$

  $\textcolor{purple}{\text{Etape 3}}$ - Il ne reste plus qu'à équilibrer les atomes d'oxygène $O$. Pour cela, il faut regarder de nouveau l'équation :

  $...C_3H_8 + ...O_2 \rightarrow 3CO_2 + 4H_2O$

  Il y en a :

  $\quad \Longrightarrow$ $2$ pour les réactifs ;

  $\quad \Longrightarrow$ $3 \times 2 = 6$ (pour les $CO_2$) et $4 \times 1 = 4$ (pour les $H_2O$), c'est-à-dire $6+4 = 10$ pour les produits.

  Il suffit donc de multiplier $O_2$ par $5$ car $5 \times 2 = 10$.

  Finalement, l'équation-bilan devient :

  $\boxed{C_3H_8 + \textcolor{red}{5}O_2 \rightarrow 3CO_2 + 4H_2O}$

III. La combustion : une transformation chimique

• La combustion du charbon de bois nécessite la présence d'un combustible (le carbone contenu dans le charbon de bois) et d'un comburant (le dioxygène de l'air).

• Dans une combustion, il y a simultanément présence d'un combustible et d'un comburant.

• Il existe deux différents types de combustions : les combustions complètes et les combustions incomplètes.

1. Les combustions complètes

$\textcolor{purple}{\text{a. Combustion du carbone}}$

• Un morceau de fusain est composé de carbone, on le porte à incandescence à l'aide d'un briquet puis on l'introduit dans un flacon contenant du dioxygène, le fusain brûle plus vivement et son volume diminue.

• Une fois la combustion terminée, on ajoute de l'eau de chaux dans le flacon et on le secoue. On constate que l'eau de chaux se trouble.

• Lors de la combustion, le fusain diminue de volume jusqu'à ce que le carbone, composant essentiel du fusain ait disparu.

• À la fin de l'expérience, le fusain s'arrête de brûler car il n'y a plus de dioxygène dans le flacon, celui-ci ayant réagi totalement avec le carbone.

• Au cours de la combustion du fusain, le carbone (le combustible) et le dioxygène (le comburant), qui sont les réactifs, ont disparu alors qu'un produit nouveau apparaît : le dioxyde de carbone de formule chimique $CO_2$, identifiable grâce au trouble de l'eau de chaux.

• La combustion s'arrête lorsque l'un des deux réactifs a disparu totalement, on parle de réactif en défaut (ou limitant), le réactif qui reste est alors en excès.

• Le bilan de cette combustion qui est une transformation chimique s'écrit ainsi :

  $\circ\quad$ Carbone + Dioxygène $\rightarrow$ Dioxyde de carbone.

  $\circ\quad$ $C + O_2 \rightarrow CO_2$

$\textcolor{purple}{\text{a. Combustion du butane}}$

• Le butane a pour formule chimique brute $C_4H_{10}$, c'est le gaz utilisé dans les briquets.

• Si on allume un briquet et que l'on place sa flamme au-dessus d'un tube à essai sec et froid, il se forme de la buée sur les parois du tube donc de l'eau s'est formée.

• On verse ensuite de l'eau de chaux dans le tube, celle-ci se trouble donc du dioxyde de carbone s'est formé.

• Le butane est un combustible qui réagit avec l'oxygène de l'air qui est le comburant. La combustion du butane est une transformation chimique où le butane et le dioxygène sont les réactifs et le dioxyde de carbone et l'eau sont les produits.

• Le bilan de cette combustion s'écrit :

  Butane + Dioxygène $\rightarrow$ Dioxyde de carbone + Eau

• Remarque : Il existe un autre gaz qui donne le même bilan chimique : c'est le méthane de formule chimique brute $CH_4$, c'est le composant essentiel du gaz de ville :

  Méthane + Dioxygène $\rightarrow$ Dioxyde de carbone + Eau

2. La combustion incomplète

$\textcolor{purple}{\text{a. Mise en évidence}}$

• Lorsque l'on observe un feu de forêt, on voit des fumées noires qui se forment. La combustion incomplète se produit lorsque la quantité de comburant (le dioxygène) est insuffisante pour permettre une réaction complète du combustible.

• Cette combustion incomplète produit des résidus de combustion, sous forme de cendres qui émettent des fumées : certains composés, comme le monoxyde de carbone, de formule chimique brute $CO$ (gaz très dangereux car incolore, inodore et toxique, voire mortel) ou des particules de carbone pur (suie, goudrons, cendres, ...).

• On peut observer facilement la combustion incomplète du butane : on allume un briquet et on augmente le débit du gaz en tournant la molette, on observe alors une grande flamme jaune. On approche une coupelle blanche au-dessus de la flamme, on observe un dépôt noir recouvrant la coupelle. En augmentant le débit du gaz butane, il se forme de l'eau et du dioxyde de carbone mais aussi des particules solides de carbone qui ne brûlent pas par manque de dioxygène ; ces particules incandescentes donnent par ailleurs la couleur jaune à la flamme du briquet.

• En revanche, si la flamme est bleue, c'est que la quantité de dioxygène est suffisante pour n'obtenir que de l'eau et du dioxyde de carbone, ces produits formés ne peuvent pas brûler à leur tour, on est alors dans le cas d'une combustion complète.

• En conclusion, lorsque la quantité de dioxygène apportée par l'air est insuffisante, la combustion est incomplète et des produits comme le carbone et le monoxyde de carbone peuvent encore brûler.

$\textcolor{purple}{\text{b. Dangers de la combustion incomplète}}$

• La combustion incomplète présente des dangers car l'intoxication au monoxyde de carbone est la première cause de décès par intoxication en France. Le célèbre écrivain Émile Zola est décédé le 29 septembre 1902 d'une intoxication au monoxyde de carbone due au mauvais tirage de la cheminée de sa chambre ; sa femme, proche de la fenêtre, a pu être ranimée au petit matin. Le monoxyde de carbone se fixe sur l'hémoglobine des globules rouges du sang, il se forme alors un composé stable : le carboxyhémoglobine. Ainsi l'hémoglobine n'est plus disponible pour transporter le dioxygène indispensable à la vie des cellules. La mort est inévitable dès lors que les deux tiers de l'hémoglobine sont transformés en carboxyhémoglobine.

• On retiendra que, parmi les sources de monoxyde de carbone, il y a les appareils de chauffage d'appoint (au pétrole par exemple) qui vont consommer le dioxygène présent dans la pièce où ils fonctionnent et vont y rejeter du monoxyde de carbone. Tous les systèmes fixes de chauffage avec combustion dont l'entretien est défectueux ou installés dans une pièce mal ventilée (bouches d'aération obstrués l'hiver). Il y a aussi les moteurs à explosion quel que soit le combustible (automobiles, groupes électrogènes, ...), les appareils qui produisent de l'eau chaude avec combustion et tout appareil ou outillage avec combustion.

• Enfin la combustion du tabac est la principale source d'exposition chronique au monoxyde de carbone.

• Remarques :

  $\circ\quad$ Les combustions mêmes complètes présentent des risques d'incendie, des risques d'asphyxie (consommation du dioxygène par la combustion), des risques d'explosion (lorsque les combustibles gazeux sont mélangés dans certaines proportions).

  $\circ\quad$ Lors d'une combustion, il faut toujours prévoir des mesures de sécurité : l'évacuation des gaz brûlés pour se débarrasser du dioxyde de carbone et l'aération du local pour empêcher la formation du monoxyde de carbone.