Bilan matière des réactions chimiques
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Bilan matière des réactions chimiques

Représentation des molécules

Nous savons depuis l'antiquité que la matière est constituée d'atomes. Il est admit depuis de début du 19ème siècle que des atomes de natures différentes s'assemblent pour former des molécules qui est la plus petite fraction de la matière présentant les mêmes propriétés physiques et chimiques que la matière macroscopique. Par exemple les propriétés physiques de l'eau, n'ont rien de commun avec celles de l'hydrogène ou de l'oxygène dont elle est formée. L'eau est une molécule distincte.
Les atomes sont symbolisés par une ou deux lettres qui rappelle leur nom, souvent latin. Les molécules sont symbolisées par le regroupement des atomes qui les constitue; c'est la formule brute des molécules. Par exemple, la molécule d'eau s'écrit H2O parce qu'elle est formée de 2 atomes d'hydrogène (H) et d'un atome d'oxygène (O).
Les molécules complexes, en particulier les molécules organiques peuvent être symbolisées de différentes manières; par exemple l'alcool éthylique peut être écrit:
C2H6O ou C2H5OH ou encore CH3CH2OH
Quel que soit le mode d'écriture, on doit retrouver le compte exact des atomes constitutifs de la molécule.

Masse molaire

La mole

Un gramme d'eau contient 3.1022 molécules. Cette unité est peu commode à utiliser pour les activités courantes. Il a donc été convenu d'utiliser une nouvelle unité pour quantifier les molécules, la mole, telle que la masse d'une mole de carbone 12 ( 12C: isotope de carbone dont le noyau possède 6 neutrons et 6 protons) soit de 12 grammes. Une mole contient donc N molécules. N est appelé nombre d'Avogadro en hommage au chimiste italien Amadeo Avogadro. Jean Perrin a déterminé que N = 6,022.1023. Il existe des multiples à la mole: si N = 6,022.1023 on parle de gramme mole (g.mole), mais on peut parler de kilogramme mole (kg.mole) qui équivaut à 1000 g.mole, et les anglo-saxons utlisent aussi la livre mole ou pound mole (lb.mole) qui correspond à 453,6 g.moles
La matière présente sur la terre est en fait constituée d'un mélange de différents isotopes. Ainsi le carbone est présent principalement sous la forme des isotopes 12C et 13C (1%), de masses différentes. Ainsi la masse d'une mole de 12C est de 12g et la masse d'une mole de 13C est de 13,003g. Compte tenu de la proportion des différents isotopes présents dans la nature, il est établi que la masse d'une mole de carbone est en moyenne de 12,01g.
Les masses molaires moyennes des atomes présents dans la nature terrestre sont établies par une commission internationale dans le cadre de l'IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) et régulièrement mises à jour. La dernière version datant de 2005 est consultable à l'adresse suivante: http://iupac.org/publications/pac/pdf/2006/pdf/7811x2051.pdf
Les molécules étant constitués d'atomes, leur masse est naturellement la somme des masses des atomes qui les constitue. On parle de masse molaire, la masse d'une mole de ces composants.

Exemples de calcul de masse molaire

ComposantFormule chimiqueAtomes constitutifsMasse molaire
NombreMasse
EauH2OH (hydrogène)22x1,008g18,016g
O (oxygène)11x16g
MéthaneCH4C (carbone)11x12,01g16,042g
H (hydrogène)44x1,008g

Equation chimique

Les molécules peuvent échanger certains de leurs atomes, ou bien se dissocier ou encore s'associer, pour former de nouvelles molécules présentant de nouvelles propriétés. Ces transformations sont nommées réactions chimiques. Toutes les réactions chimiques imaginables ne sont pas possibles, et c'est tout l'art du chimiste de connaître ce qui est possible et ce qui ne l'est pas.
Les réactions chimiques sont écrites selon les symboliques suivantes encore appelées équations chimiques:
A + B --> C
A + B = C
avec A, B, C représentant des molécules de natures différentes
Les termes de gauche son nommés réactifs, et ceux de droite sont nommés produits de réaction
Les atomes sont échangés entre molécules mais leur nombre et leur nature sont conservés entre réactifs et produits de réaction. La première étape d'un bilan matière d'une réaction chimique consiste à équilibrer l'équation chimique, c'est à dire ajuster dans l'équation chimique, le nombre de molécules réactif et produit de réaction afin d'assurer la conservation des atomes.
Quelques exemples:
Nombre d'atomes dans:
Equationles réactifsles produits
H2 + O2 = H2OH: 2
O: 2
H: 2
O: 1
non équilibrée
2H2 + O2 = 2H2OH: 4
O: 2
H: 4
O: 2
équilibrée
3Fe + 2O2 = Fe3O4Fe: 3
O: 4
Fe: 3
O: 4
équilibrée
CH4 + 1/2O2 = CO + 2H2C: 1
H: 4
O: 1
C: 1
H: 4
O: 1
équilibrée

Stoechiométrie d'une réaction

La stoechiométrie est la proportion de réactifs et de produits de réaction correspondant à l'équation chimique équilibrée. Ainsi, pour la production d'eau par réaction d'hydrogène et d'oxygène:
2H2 + O2 = 2H2O
la stoechiométrie est de 2 moles (ou 4g) d'hydrogène et de 1 mole (ou 32g) d'oxygène pour produire 2 moles (ou 36g) d'eau.
La stoechiométrie peut s'exprimer par rapport à un produit ou un réactif: on parlera alors par exemple de 1 mole d'hydrogène pour 1 mole d'eau ou d'une demi mole d'oxygène pour 1 mole d'eau, ou encore de 2 molesd'hydrogène pour 1 mole d'oxygène.
On parle de mélange stoechiométrique pour désigner le mélange de réactifs dans la proportion exacte nécessaire pour la réaction.
Si un des réactifs est en quantité supérieure à ce qui est nécessaire pour la réaction, on parlera d'excès par rapport à la stoechiométrie. Si au contraire il est en quantité inférieure, on parlera de défaut par rapport à la stoechiométrie.

Taux de conversion d'un composant

La réaction des réactifs peut ne pas être complète pour différentes raisons:
 - si un des réactifs est en quantité insuffisante, la réaction cessera lorsque le réactif en défaut est totalement consommé et avant la consommation complète du réactif en excès
 - si la réaction est lente, le temps de séjour peut être insuffisant pour achever la conversion totale des réactifs
 - certaines réactions sont réversibles et parviennent à une situation d'équilibre où les deux sens d'évolution se déroulent à la même vitesse. La composition du milieu réactionnel n'évolue alors plus.
Le taux de conversion d'un réactif est le rapport (Q0-Q)/Q0 avec:
Q0: quantité initiale de réactif 
Q: quantité actuelle de réactif

Sélectivité d'une réaction

Dans de nombreuses situations, plusieurs réactions chimiques conduisant à des produits de réaction différents, peuvent se produire avec les mêmes réactifs, ou au moins un réactif en commun. Les réactions conduisant aux produits de réaction non désirés sont appelées réactions secondaires ou réactions parasites.
Exemple:
A + B = C
C + B = D
B réagit sur A pour donner C qui est produit désiré. Cependant B peut également réagir sur C pour donner D. 
La sélectivité d'une réaction est le rapport de la quantité de réactif consommé ayant conduit au produit désiré, sur la quantité totale de réactif consommé.

Rendement d'une réaction

Le rendement d'une réaction, comme pour toute opération, est le rapport de la quantité effectivement obtenue, sur la quantité maximum qu'on aurait dû théoriquement obtenir. Il s'exprime souvent en pourcentage.
Si l'un des réactifs est en défaut par rapport à la stoechiométrie de la réaction, c'est lui qui limitera son avancement. C'est donc lui qui déterminera la quantité maximum théorique de produit de réaction qu'on peut obtenir et servant au calcul du rendement.

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