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title: "Conservation de la masse et équations ajustées"
book: "La chimie à l’école — Années 1 à 12"
subject: chemistry
language: fr
chapter: 13
exercises: 12
source: https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/13-conservation-de-la-masse-et-equations-ajustees
license: CC-BY-NC-SA-4.0
credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)"
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# Chapitre 13 — Conservation de la masse et équations ajustées

Une bûche de deux kilogrammes [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) dans une cheminée. Au matin, il reste quelques dizaines de grammes de cendre grise. Près de deux kilogrammes de matière se sont-ils évanouis dans la nuit ? Pendant des siècles, personne n’a su répondre. La réponse est venue d’un chimiste qui a décidé de tout peser — y compris les gaz, que personne n’avait songé à peser.

**Rappel.**

Au cours d’une [réaction chimique](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reaction), les [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) sont consommés et les produits se forment ; les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) des [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) se réarrangent pour former les produits, sans être ni créés ni détruits ([Chapitre 12](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#ch-g7-chemical-reactions)). Une [formule chimique](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-formula) comme $\ce{H2O}$ énumère les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ; un nombre placé devant, comme dans $\ce{3H2O}$, compte des [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ([Chapitre 11](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#ch-g7-atoms-and-molecules)).

![Une cheminée au petit matin : un peu de cendre, c’est tout ce qui reste des bûches.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g8-balanced-equations/img-c684d59efb61.jpg)

*Une cheminée au petit matin : un peu de cendre, c’est tout ce qui reste des bûches.*

## 13.1 La masse se conserve

**Au laboratoire — Peser une réaction dans un flacon fermé.**

L’enseignant verse un peu de vinaigre dans un erlenmeyer, met du bicarbonate de soude dans un ballon de baudruche fixé sur son col, puis pose le tout sur une balance : $212.4\,\mathrm{g}$. On redresse le ballon pour que le bicarbonate tombe dans le vinaigre : le [mélange](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/8-corps-purs-et-melanges#def-g6-pure-substances-and-mixtures-mixture) pétille et le ballon se gonfle du gaz formé. La balance indique toujours $212.4\,\mathrm{g}$. La même réaction dans un erlenmeyer ouvert, sans ballon, « perd » de la masse : le gaz s’échappe dans la pièce.

![La même réaction, pesée. Dans l’erlenmeyer fermé, la masse ne change pas ; dans l’erlenmeyer ouvert, le gaz s’en va et la balance indique moins.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g8-balanced-equations/fig-2f82eef4ef23.svg)

*La même réaction, pesée. Dans l’erlenmeyer fermé, la masse ne change pas ; dans l’erlenmeyer ouvert, le gaz s’en va et la balance indique moins.*

**Définition 13.1 (Conservation de la masse).**

La *conservation de la masse* est la loi selon laquelle, au cours d’une [réaction chimique](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reaction), la masse totale des produits formés est égale à la masse totale des [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) consommés. Rien ne se perd et rien ne se crée ; la matière ne fait que changer de forme.

**Exemple 13.2 (La bûche, pesée correctement).**

Si l’on pouvait peser avant la bûche et le dioxygène qu’elle a pris à l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air), et après la cendre, le dioxyde de carbone et la vapeur d’eau, les deux totaux seraient égaux. La cendre est légère parce que la plupart des produits sont des gaz qui s’en vont par la cheminée.

**Histoire des sciences — Lavoisier pèse tout, des années 1770 à 1789.**

Antoine-Laurent Lavoisier s’imposa de peser chaque substance avant et après chaque réaction, dans des récipients scellés, pour qu’aucun gaz ne puisse s’échapper ni entrer. Il montra que les métaux gagnent de la masse quand ils rouillent ou brûlent, en prenant quelque chose à l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) — le dioxygène, auquel il donna le nom d’oxygène — et affirma en 1789 que rien ne se crée et rien ne se perd au cours d’une réaction. Sa femme, Marie-Anne Paulze Lavoisier, travaillait à ses côtés, consignait les expériences et dessina les appareils pour son livre.

![Antoine-Laurent Lavoisier et Marie-Anne Paulze Lavoisier, par Jacques-Louis David, 1788.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g8-balanced-equations/img-0d4c6bae612d.jpg)

*Antoine-Laurent Lavoisier et Marie-Anne Paulze Lavoisier, par Jacques-Louis David, 1788.*

## 13.2 Pourquoi la masse se conserve

**Proposition 13.3 (Les atomes se conservent, donc la masse se conserve).**

Au cours d’une réaction, les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) sont seulement réarrangés : chaque [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) des [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) se retrouve dans les produits. Chaque [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) garde sa propre masse. La masse totale ne peut donc pas changer.

**Exemple 13.4 (Du fer qui prend de la masse).**

De la laine d’acier brûlée dans une coupelle ouverte posée sur une balance devient plus lourde : les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de fer se sont liés à des [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’oxygène pris à l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air), et l’oxyde de fer formé pèse autant que le fer plus cet oxygène. Si on la [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) dans un bocal d’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) scellé posé sur la balance, l’ensemble ne change pas de masse : le dioxygène était déjà dans le bocal.

## 13.3 L’équation chimique

**Définition 13.5 (Équation chimique).**

Une *équation chimique* écrit une réaction avec des formules : les formules des [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) à gauche, reliées par $+$, une flèche, et les formules des produits à droite. Chaque formule peut être précédée d’un nombre. L’équation est une *équation ajustée* quand chaque sorte d’[atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) apparaît le même nombre de fois des deux côtés.

**Définition 13.6 (Coefficient stœchiométrique).**

Le nombre écrit devant une formule dans une équation est son *coefficient stœchiométrique* : il compte les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) (ou les autres particules) de cette espèce qui interviennent. Un coefficient 1 ne s’écrit pas.

**Notation 13.7 (Symboles d’état).**

Une lettre entre parenthèses après une formule peut indiquer son état physique : (s) solide, (l) liquide, (g) gaz. Ainsi, $\ce{H2O(l)}$ est de l’eau liquide et $\ce{H2O(g)}$ de la vapeur d’eau.

**Exemple 13.8 (Lire une équation).**

$$
\ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(l)}
$$

se lit : une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de méthane et deux [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène réagissent pour donner une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxyde de carbone et deux [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau. À gauche : 1 C, 4 H, 4 O. À droite : 1 C, 4 H, $2 + 2 = 4$ O. L’équation est ajustée.

![Les parties d’une équation chimique.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g8-balanced-equations/fig-bd236a663701.svg)

*Les parties d’une [équation chimique](#def-g8-balanced-equations-equation).*

## 13.4 Ajuster une équation

**Méthode 13.9 (Ajuster une équation).**

1. Écrire les formules correctes des [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) et des produits. Ne jamais modifier une formule ensuite : changer $\ce{H2O}$ en $\ce{H2O2}$ décrirait une autre substance.
2. Compter les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de chaque sorte de chaque côté.
3. Ajuster une sorte d’ [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) à la fois avec des coefficients, en commençant par les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) qui n’apparaissent que dans une seule formule de chaque côté ; garder l’hydrogène et l’oxygène pour la fin.
4. Compter de nouveau ; recommencer jusqu’à ce que chaque sorte d’ [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) soit ajustée.
5. Utiliser les plus petits nombres entiers.

**Exemple 13.10 (Dihydrogène et dioxygène).**

Non ajustée : $\ce{H2 + O2 -> H2O}$ a 2 O à gauche, 1 à droite. On place 2 devant $\ce{H2O}$ : il y a maintenant 4 H à droite, donc on place 2 devant $\ce{H2}$ :

$$
\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}.
$$

Vérification : 4 H et 2 O de chaque côté.

**Exemple 13.11 (Le fer qui brûle dans le dioxygène).**

Le fer et le dioxygène donnent l’oxyde de fer $\ce{Fe2O3}$. Oxygène : 2 à gauche, 3 à droite ; le plus petit nombre commun est 6, donc 3 $\ce{O2}$ et 2 $\ce{Fe2O3}$. Il y a alors 4 Fe à droite, donc 4 Fe à gauche :

$$
\ce{4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3}.
$$

![L’équation ajustée de la combustion du dihydrogène, dessinée avec des modèles : deux molécules de dihydrogène et une molécule de dioxygène donnent deux molécules d’eau.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g8-balanced-equations/fig-396526760abb.svg)

*L’[équation ajustée](#def-g8-balanced-equations-equation) de la [combustion](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) du dihydrogène, dessinée avec des modèles : deux [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dihydrogène et une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène donnent deux [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau.*

## 13.5 Lire une équation en molécules

**Proposition 13.12 (Ce que dit une équation ajustée).**

Les coefficients d’une [équation ajustée](#def-g8-balanced-equations-equation) donnent les proportions dans lesquelles les particules réagissent et se forment. Si l’équation est $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$, alors 200 [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dihydrogène réagissent avec 100 [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène pour donner 200 [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau ; un million de [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène demandent deux millions de [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dihydrogène.

**Exemple 13.13 (Le propane d’un réchaud de camping).**

Le propane, $\ce{C3H8}$, [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) dans le dioxygène en donnant du dioxyde de carbone et de l’eau. Le carbone d’abord : 3 C, donc 3 $\ce{CO2}$. L’hydrogène : 8 H, donc 4 $\ce{H2O}$. L’oxygène à droite : $3 \times 2 + 4 = 10$ O, donc 5 $\ce{O2}$ :

$$
\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}.
$$

Chaque [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de propane a besoin de cinq [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène.

## 13.6 Exercices

**Exercice 13.1 ★.**

Énonce la loi de [conservation de la masse](#def-g8-balanced-equations-conservation).

**Solution de Exercice 13.1.**

Au cours d’une [réaction chimique](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reaction), la masse totale des produits formés est égale à la masse totale des [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) consommés.

**Exercice 13.2 ★.**

Dans $\ce{3CO2}$, quel est le [coefficient stœchiométrique](#def-g8-balanced-equations-coefficient) ? Combien d’[atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de carbone et combien d’[atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’oxygène cela représente-t-il ?

**Solution de Exercice 13.2.**

Le coefficient est 3. Il représente 3 [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de carbone et $3 \times 2 = 6$ [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’oxygène.

**Exercice 13.3 ★.**

L’équation $\ce{C + O2 -> CO2}$ est-elle ajustée ? Compte les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) pour le vérifier.

**Solution de Exercice 13.3.**

Oui : 1 C et 2 O de chaque côté.

**Exercice 13.4 ★.**

Ajuste $\ce{Mg + O2 -> MgO}$.

**Solution de Exercice 13.4.**

$\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}$ : 2 Mg et 2 O de chaque côté.

**Exercice 13.5 ★★.**

Ajuste $\ce{N2 + H2 -> NH3}$, la réaction qui produit l’ammoniac.

**Solution de Exercice 13.5.**

Azote : 2 N à gauche, donc 2 $\ce{NH3}$ ; il y a alors 6 H à droite, donc 3 $\ce{H2}$ : $\ce{N2 + 3H2 -> 2NH3}$.

**Exercice 13.6 ★★.**

$12\,\mathrm{g}$ de carbone brûlent complètement et forment $44\,\mathrm{g}$ de dioxyde de carbone. Quelle masse de dioxygène a été consommée ?

**Solution de Exercice 13.6.**

Par [conservation de la masse](#def-g8-balanced-equations-conservation) : $44 - 12 = 32\,\mathrm{g}$ de dioxygène.

**Exercice 13.7 ★★.**

Regarde la figure des deux erlenmeyers sur des balances. Pourquoi l’indication de l’erlenmeyer ouvert baisse-t-elle ? De la masse a-t-elle été détruite ?

**Solution de Exercice 13.7.**

Le gaz formé s’échappe dans la pièce, et la balance ne le pèse plus. Aucune masse n’est détruite : la masse manquante est dans l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) de la pièce.

**Exercice 13.8 ★★.**

Ajuste $\ce{CH4 + O2 -> CO2 + H2O}$ pas à pas, en indiquant quel [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) tu ajustes à chaque étape.

**Solution de Exercice 13.8.**

Carbone : 1 de chaque côté. Hydrogène : 4 à gauche, donc 2 $\ce{H2O}$. Oxygène : $2 + 2 = 4$ à droite, donc 2 $\ce{O2}$ : $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$.

**Exercice 13.9 ★★.**

Un élève ajuste $\ce{H2 + O2 -> H2O}$ en écrivant $\ce{H2 + O2 -> H2O2}$. Pourquoi est-ce faux ?

**Solution de Exercice 13.9.**

Changer $\ce{H2O}$ en $\ce{H2O2}$ change la substance : $\ce{H2O2}$ est le peroxyde d’hydrogène, pas l’eau. Seuls les coefficients peuvent être modifiés : $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$.

**Exercice 13.10 ★★.**

D’après $\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}$, combien de [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène faut-il pour [brûler](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) 20 [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de propane ? Combien de [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau se forment ?

**Solution de Exercice 13.10.**

$20 \times 5 = 100$ [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène ; $20 \times 4 = 80$ [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau.

**Exercice 13.11 ★★★.**

Ajuste $\ce{C2H6 + O2 -> CO2 + H2O}$, la [combustion](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) de l’éthane. (Indice : essaie de doubler l’éthane.)

**Solution de Exercice 13.11.**

Avec 2 $\ce{C2H6}$ : 4 C, donc 4 $\ce{CO2}$ ; 12 H, donc 6 $\ce{H2O}$ ; oxygène à droite $8 + 6 = 14$, donc 7 $\ce{O2}$ : $\ce{2C2H6 + 7O2 -> 4CO2 + 6H2O}$.

**Exercice 13.12 ★★★.**

Une bougie de $20.0\,\mathrm{g}$ [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) dans une boîte en verre scellée, pleine d’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air), posée sur une balance qui indique $850.0\,\mathrm{g}$ en tout. Quand la flamme s’éteint, la bougie pèse $19.6\,\mathrm{g}$. Qu’indique la balance ? Explique.

**Solution de Exercice 13.12.**

Toujours $850.0\,\mathrm{g}$. La boîte est scellée : les $0.4\,\mathrm{g}$ de cire qui ont brûlé sont devenus du dioxyde de carbone et de la vapeur d’eau, qui sont toujours dans la boîte avec le dioxygène qu’ils ont consommé. Rien n’est entré ni sorti.

## 13.7 Problème : de la laine d’acier dans un bocal scellé

**Problème 13.1.**

Problème du week-end — du fer qui brûle, une balance qui ne bouge pas, et le dioxygène pris à l’air

Au laboratoire, un enseignant [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) de la laine d’acier, qui est du fer presque pur, de deux façons. D’abord, un tampon est brûlé dans une coupelle ouverte posée sur une balance : l’indication augmente. Puis un tampon de $0.28\,\mathrm{g}$ est brûlé, enflammé par une étincelle électrique, à l’intérieur d’un bocal d’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) fermé posé sur la balance : l’indication ne change pas. Le bocal contient environ $0.5\,\mathrm{g}$ de dioxygène. Le fer qui [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) dans le dioxygène forme l’oxyde de fer $\ce{Fe2O3}$ ; avec moins de dioxygène, il peut aussi former $\ce{Fe3O4}$.

**Partie I — Deux pesées.**

1. Dans la coupelle ouverte, la masse augmente. D’où vient la masse supplémentaire ?
2. Dans le bocal fermé, la masse ne change pas. Explique.
3. Énonce la loi illustrée par ces deux pesées.

**Partie II — Deux équations.**

4. Ajuste l’équation $\ce{Fe + O2 -> Fe2O3}$ .
5. Ajuste l’équation $\ce{Fe + O2 -> Fe3O4}$ .
6. Vérifie la première équation en comptant les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de chaque sorte de chaque côté.
7. D’après la première équation, combien de [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène réagissent avec 400 [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de fer ?

**Partie III — Les masses.** Dans $\ce{Fe2O3}$, chaque $7\,\mathrm{g}$ de fer est combiné à $3\,\mathrm{g}$ d’oxygène. Le tampon de $0.28\,\mathrm{g}$ [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) entièrement en $\ce{Fe2O3}$.

8. Quelle masse d’oxygène se combine à $0.28\,\mathrm{g}$ de fer ?
9. Quelle est la masse d’oxyde de fer formée ?
10. Y avait-il assez de dioxygène dans le bocal ? Explique.
11. On ouvre le bocal après refroidissement, et l’ [air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) s’y engouffre. Explique pourquoi, et dis comment l’indication de la balance change alors.
12. Calcule la masse de dioxygène prise à l’ [air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) du bocal par la laine d’acier qui a brûlé.

**Solution de Problème 13.1.**

**1.** Du dioxygène de l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air), qui se combine au fer : l’oxyde de fer pèse le fer plus cet oxygène.

**2.** Tout reste dans le bocal : le dioxygène consommé était déjà dans le bocal, et l’oxyde formé y reste. La masse totale ne change pas.

**3.** La [conservation de la masse](#def-g8-balanced-equations-conservation) : au cours d’une réaction, la masse totale des produits est égale à la masse totale des [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant).

**4.** $\ce{4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3}$.

**5.** $\ce{3Fe + 2O2 -> Fe3O4}$.

**6.** À gauche : 4 Fe, $3 \times 2 = 6$ O. À droite : $2 \times 2 = 4$ Fe, $2 \times 3 = 6$ O. L’équation est ajustée.

**7.** 4 [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de fer pour 3 [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène, donc $400 \times
\frac{3}{4} = 300$ [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dioxygène.

**8.** $0.28 \times \frac{3}{7} = 0.12\,\mathrm{g}$ d’oxygène.

**9.** $0.28 + 0.12 = 0.40\,\mathrm{g}$ d’oxyde de fer.

**10.** Oui : il en faut $0.12\,\mathrm{g}$ et le bocal en contenait environ $0.5\,\mathrm{g}$.

**11.** Le dioxygène consommé a quitté l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) du bocal (il est maintenant dans l’oxyde solide) : le bocal contient moins de gaz qu’avant, et l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) de la pièce s’y engouffre. L’indication de la balance augmente alors, de la masse de l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) qui entre.

**12.** $0.12\,\mathrm{g}$ de dioxygène ont été pris à l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) du bocal.