Cours : Écriture et analyse d'une réaction chimique

Quand on allume la gazinière pour chauffer une casserole, une réaction chimique a lieu pour fournir l’énergie nécessaire. Cette réaction totale est la combustion du gaz de ville, c’est-à-dire du butane, en présence de dioxygène pour produire du dioxyde de carbone et de l’eau. L’équation chimique est alors la suivante :

En remplaçant les espèces par leur formule chimique, on obtient :

$$\text{C}_{4}\text{H}_{10}+\text{O}_{2}\red{\longrightarrow}\text{CO}_{2}+\text{H}_{2}\text{O}$$

Reprenons notre exemple, donc dans cette équation : il y a 4 atomes de carbone, 10 atomes d’hydrogène et 2 atomes d’oxygène dans les réactifs, tandis que dans les produits, il y a 1 atome de carbone, 2 atomes d’hydrogène et 3 atomes d’oxygène.

$$\text{C}_{4}\text{H}_{10}+\text{O}_{2}\longrightarrow\text{CO}_{2}+\text{H}_{2}\text{O}$$

Après ajustement des nombres stœchiométriques, on obtient l’équation équilibrée de la réaction chimique de combustion du butane :

$$\text{C}_{4}\text{H}_{10}+\red{\dfrac{13}{2}}\,\text{O}_{2}\longrightarrow\red{4}\text{CO}_{2}+\red{5}\text{H}_{2}\text{O}$$

• Le bilan de la réaction chimique est le suivant : $1$ mole de butane réagit avec $\frac{13}{2}$ moles de dioxygène pour former $4$ moles de dioxyde de carbone et $5$ moles d’eau.

Soit la réaction acido-basique de l’acide chlorhydrique ($\text{H}^+ ;\ \text{Cl}^-$) avec l’hydroxyde de sodium ($\text{Na}^+;\ \text{OH}^-$) dans un milieu aqueux :

$$(\text{H}^{+};\red{\text{Cl}^{-}})_{(\text{aq)}}+(\red{\text{Na}^{+}};\text{OH}^{-})_{(\text{aq})}\longrightarrow\text{H}_{2}\text{O}+(\red{\text{Na}^{+}};\red{\text{Cl}^{-}})_{(\text{aq})}$$

On note que les ions $\text{Na}^+$ et $\text{Cl}^-$ sont présents dans les réactifs et dans les produits. Ceux sont des ions spectateurs. $\text{HCl}$ est ici utilisée comme une source de $\text{H}^+$, puisque $\text{H}^+$ tout seul ne peut exister.

Soit la réaction de l’acide chlorhydrique avec l’hydroxyde de sodium dans un milieu aqueux vue précédemment :

$$(\text{H}^{+};\text{Cl}^{-})_{(\text{aq})}+(\text{Na}^{+};\text{OH}^{-})_{(\text{aq})}\longrightarrow\text{H}_{2}\text{O}+(\text{Na}^{+};\text{Cl}^{-})_{(\text{aq})}$$

On introduit $0,5\,\text{mol}$ de $\text{HCl}$ et $1\,\text{mol}$ de $\text{NaOH}$. Quand $\text{HCl}$ aura complètement réagit, il restera $0,5\,\text{mol}$ de $\text{NaOH}$.
Ainsi, $\text{HCl}$ est le réactif limitant.

Soit la réaction de l’acide chlorhydrique $(\text{HCl})$ sur le calcaire $(\text{CaCO}_3)$ : $$\text{CaCO}_{3}+\text{HCl}\longrightarrow\text{CaCl}_{2}+\text{H}_{2}\text{O}+\text{CO}_{2}$$

On équilibre la réaction en ajustant le numéro stœchiométrique de l’acide chlorhydrique : $$\text{CaCO}_{3}+\red{2}\text{HCl}\longrightarrow\text{CaCl}_{2}+\text{H}_{2}\text{O}+\text{CO}_{2}$$

On introduit $7,5\times10^{-3}\,\text{mol}$ d’acide chlorhydrique et $5,0\times10^{-3}\,\text{mol}$ de calcaire. On calcul les ratios quantité de matière sur le nombre stœchiométrique de chaque réactif.

Pour $\text{HCl}$, nous avons : $$\dfrac{7,5\times10^{-3}}{2} = 3,75\times10^{-3}\,\text{mol}$$

Pour $\text{CaCO}_3$, nous avons : $$\dfrac{5,0\times10^{-3}}{1} = 5,0\times10^{-3}\,\text{mol}$$

Ainsi, même si une quantité plus importante de $\text{HCl}$ a été introduite dans le milieu réactionnel, $\text{HCl}$ est le réactif limitant.

Soit la réaction équilibrée de la corrosion d’un métal (ici le fer $\text{Fe}$) par un acide (ici acide chlorhydrique $\text{HCl}$). $$\text{Fe}\,_{(\text{s})}+2\,\text{HCl}\,_{(\ell)}\longrightarrow\text{H}_{2}\,_{(\text{g})}+\text{FeCl}_{2,(\text{s})}$$

Au début de la réaction, le milieu réactionnel était à $20\degree\text{C}$. En fin de réaction, le thermomètre affiche $25\degree\text{C}$. La réaction entre le fer et l’acide chlorhydrique est donc une réaction exothermique.