Réactions chimiques — types, équilibrage et exemples

Une réaction chimique se produit lorsque des réactifs deviennent de nouvelles substances appelées produits, parce que les atomes se réarrangent en de nouvelles combinaisons. Si vous pouvez identifier les réactifs, les produits et le nombre d’atomes, vous pouvez généralement classer la réaction et équilibrer son équation.

Dans une équation chimique ordinaire, les atomes sont réarrangés plutôt que créés ou détruits. C’est pourquoi l’équilibrage est important : le nombre d’atomes de chaque élément doit être le même des deux côtés, même si les substances elles-mêmes changent.

Ce qui change lors d’une réaction chimique

Les réactions chimiques impliquent généralement un ou plusieurs de ces changements :

• rupture de liaisons et formation de nouvelles liaisons
• échange de partenaires entre ions
• transfert d’électrons
• absorption ou libération d’énergie

Vous n’avez pas besoin de démêler tous les détails d’un coup. La première question utile est plus simple : qu’est-ce qui a changé entre les réactifs et les produits ?

Types courants de réactions chimiques

Les manuels ne classent pas tous les réactions exactement de la même manière, et une même réaction peut correspondre à plus d’une étiquette. Voici les principales catégories pour débuter.

Synthèse

Une réaction de synthèse réunit des substances plus simples pour former un seul produit.

$$\mathrm{2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO}$$

Décomposition

Une réaction de décomposition scinde un composé en substances plus simples.

$$\mathrm{2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2}$$

Substitution simple

Dans une réaction de substitution simple, un élément en remplace un autre dans un composé. Le fait qu’elle se produise réellement dépend des substances en jeu et des conditions de réaction.

$$\mathrm{Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2}$$

Double substitution

Dans une réaction de double substitution, les ions de deux composés échangent leurs partenaires. De nombreuses réactions de précipitation et certaines réactions acide-base sont présentées de cette façon.

$$\mathrm{AgNO_3 + NaCl \rightarrow AgCl + NaNO_3}$$

Combustion

Une réaction de combustion implique qu’une substance réagisse avec le dioxygène. Pour un hydrocarbure en combustion complète, les produits habituels sont $\mathrm{CO_2}$ et $\mathrm{H_2O}$.

$$\mathrm{CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O}$$

Oxydo-réduction

Une réaction d’oxydo-réduction signifie que l’oxydation et la réduction se produisent ensemble par transfert d’électrons. De nombreuses réactions de déplacement de métaux et de nombreuses combustions sont aussi des réactions d’oxydo-réduction.

Ce chevauchement est important. Les types de réactions sont des étiquettes utiles, pas des catégories totalement séparées.

Exemple résolu : équilibrer une réaction de combustion

Commencez par l’équation non équilibrée :

$$\mathrm{CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O}$$

C’est une réaction de combustion parce que le méthane réagit avec le dioxygène.

Équilibrez maintenant les atomes un élément à la fois. Laissez l’oxygène pour plus tard, car il apparaît dans plus d’un produit.

Le carbone est déjà équilibré : $1$ atome de carbone de chaque côté.

L’hydrogène n’est pas équilibré. Le côté gauche a $4$ atomes d’hydrogène, mais le côté droit n’en a que $2$. Placez un coefficient de $2$ devant l’eau :

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

Recomptez maintenant l’oxygène. Le côté droit a $2$ atomes d’oxygène dans $\mathrm{CO_2}$ et $2$ autres dans $\mathrm{2H_2O}$, soit un total de $4$. Placez donc un coefficient de $2$ devant $\mathrm{O_2}$ :

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

Vérifiez les comptes finaux :

• carbone : $1$ des deux côtés
• hydrogène : $4$ des deux côtés
• oxygène : $4$ des deux côtés

L’équation est maintenant équilibrée.

Comment équilibrer des équations chimiques de façon fiable

Pour la plupart des équations de niveau débutant, cette méthode fonctionne bien :

1. Écrivez d’abord les bonnes formules.
2. Comptez les atomes de chaque élément des deux côtés.
3. Modifiez les coefficients, pas les indices.
4. Recomptez après chaque changement.
5. Terminez avec les plus petits coefficients entiers possibles.

L’étape que l’on saute trop souvent est le recomptage. Une équation peut sembler presque correcte tout en restant non équilibrée.

Erreurs fréquentes lors de l’équilibrage des réactions

Changer les indices au lieu des coefficients

Transformer $\mathrm{H_2O}$ en $\mathrm{H_2O_2}$ n’équilibre pas l’équation. Cela transforme l’eau en peroxyde d’hydrogène, qui est une substance différente.

Considérer les types de réactions comme absolus

Certaines réactions correspondent à plus d’une étiquette. Une réaction de combustion peut aussi être une réaction d’oxydo-réduction.

Oublier que les conditions comptent

Les produits peuvent dépendre de conditions comme l’apport en dioxygène, la température, le solvant ou le catalyseur. Par exemple, la combustion complète et la combustion incomplète ne donnent pas les mêmes produits.

Penser qu’une équation équilibrée indique la vitesse

L’équilibrage donne le rapport entre les atomes. Il n’indique pas à quelle vitesse la réaction se produit. La vitesse dépend de la cinétique et des conditions de réaction.

Où l’on rencontre les réactions chimiques

Les réactions chimiques expliquent la rouille, les batteries, la digestion, la synthèse industrielle, la corrosion, la combustion et de nombreux tests de laboratoire. Elles sont aussi à la base de sujets étudiés plus tard, comme la stœchiométrie, l’équilibre chimique, la thermochimie et l’électrochimie.

Essayez un problème similaire

Essayez de classer et d’équilibrer ces deux équations :

$$\mathrm{2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl}$$ $$\mathrm{CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2}$$

Pour chacune, posez-vous d’abord deux questions : quel type de changement se produit, et l’équation est-elle équilibrée ? Cette habitude rend les réactions chimiques beaucoup plus faciles à lire.