Karamö, le prof virtuelLeçon 13 sur 16
La loi de Lavoisier
Je sais énoncer la loi de conservation de la masse et l'utiliser pour calculer la masse d'un réactif ou d'un produit.
- 50 min
- 5 exercices corrigés
- 2 schémas
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Énoncer la loi de Lavoisier (conservation de la masse)
- L'expliquer par la conservation des atomes
- Interpréter une expérience en récipient ouvert ou fermé
- Calculer une masse inconnue et utiliser les proportions d'une réaction
Avant de commencer : Les réactions chimiques (réactifs, produits, bilan) ; l'atome et la molécule ; analyse et synthèse de l'eau.
1Je découvre
Ibrahima aide son oncle forgeron à Siguiri. Chaque jour, des kilos de charbon de bois brûlent dans la forge, et il ne reste qu'une petite poignée de cendre légère. « La matière du charbon a disparu, dit Ibrahima. Une réaction chimique détruit donc de la matière ! »
Mais son oncle lui montre un vieux morceau de fer rouillé : il est plus lourd que le fer neuf de même taille dont il provient. « Et là, la matière aurait été créée ? » demande l'oncle en riant.
Ibrahima est perdu : dans un cas la masse diminue, dans l'autre elle augmente. Un chimiste français du XVIIIe siècle, Antoine Laurent de Lavoisier, s'est posé exactement cette question. Il a eu l'idée de peser tout ce qui participe à la réaction, y compris les gaz.
Que devient la masse au cours d'une réaction chimique ?
2Je comprends
1. L'expérience décisive : peser en récipient fermé
Pour savoir ce que devient la masse, il ne faut rien laisser entrer ni sortir. On réalise la réaction dans un récipient fermé posé sur une balance.
Expérience 1 : vinaigre et calcaire. On met du vinaigre dans un flacon et des morceaux de craie (calcaire) dans un ballon de baudruche fixé au goulot. On pèse l'ensemble. On fait tomber la craie dans le vinaigre : une effervescence se produit, le ballon se gonfle de dioxyde de carbone. On pèse de nouveau : la masse n'a pas changé.
Si l'on refait l'expérience sans ballon (flacon ouvert), la masse diminue : le dioxyde de carbone formé s'échappe dans l'air et n'est plus pesé.
Expérience 2 : combustion en flacon fermé. On fait brûler un peu de laine de fer dans un flacon fermé rempli de dioxygène (on déclenche la combustion avec un courant électrique). Avant et après, la balance indique la même masse.
- Un gaz formé peut s'échapper
- Un gaz de l'air peut être absorbé
- La masse mesurée semble changer
- Aucun gaz ne peut sortir ni entrer
- La balance pèse réactifs et produits
- La masse reste constante
2. La loi de Lavoisier
Lavoisier a répété de nombreuses expériences en pesant avec soin. Il en a tiré une loi fondamentale.
Loi de Lavoisier (conservation de la masse) : au cours d'une réaction chimique, la masse totale des réactifs qui ont réagi est égale à la masse totale des produits formés.
m(réactifs consommés) = m(produits formés)
On la résume souvent par la formule populaire : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »
3. Pourquoi la masse se conserve
Tu sais qu'au cours d'une réaction chimique, les atomes se réarrangent, mais qu'aucun atome n'est créé ni détruit. On retrouve dans les produits exactement les mêmes atomes, en même nombre, que dans les réactifs. Comme chaque atome garde sa masse, la masse totale ne change pas.
La conservation des atomes explique donc la conservation de la masse.
4. Retour à la forge
- Le charbon qui brûle : carbone + dioxygène → dioxyde de carbone. Le dioxyde de carbone est un gaz qui part dans l'air. La cendre qui reste ne représente que les impuretés du charbon. La masse n'a pas disparu : elle est partie dans le gaz.
- Le fer qui rouille : fer + dioxygène + eau → rouille. Le fer a fixé du dioxygène et de l'eau pris dans l'air. La rouille est donc plus lourde que le fer de départ : la masse gagnée est celle du dioxygène et de l'eau.
Dans les deux cas, la loi de Lavoisier est respectée ; c'est seulement la pesée qui était incomplète.
5. Utiliser la loi pour calculer une masse
Méthode
Pour calculer une masse avec la loi de Lavoisier :
- J'écris le bilan de la réaction (réactifs → produits).
- J'écris l'égalité : somme des masses des réactifs qui ont réagi = somme des masses des produits formés.
- Je remplace par les valeurs connues.
- Je calcule la masse inconnue et je vérifie que l'égalité est juste.
Exemple
On fait brûler 6 g de carbone ; il se forme 22 g de dioxyde de carbone. Quelle masse de dioxygène a réagi ?
Bilan : carbone + dioxygène → dioxyde de carbone.
Loi de Lavoisier : m(carbone) + m(dioxygène) = m(dioxyde de carbone).
6 + m(dioxygène) = 22
m(dioxygène) = 22 − 6 = 16 g.
Vérification : 6 + 16 = 22 g.
Exemple
On fait réagir complètement 14 g de fer avec du soufre ; on obtient 22 g de sulfure de fer. Quelle masse de soufre a réagi ?
Bilan : fer + soufre → sulfure de fer.
m(fer) + m(soufre) = m(sulfure de fer)
14 + m(soufre) = 22, donc m(soufre) = 8 g.
6. Les proportions sont fixes
Les réactifs réagissent toujours dans les mêmes proportions en masse. Par exemple :
| Réaction | Proportions en masse |
|---|---|
| fer + soufre → sulfure de fer | 7 g de fer + 4 g de soufre → 11 g |
| carbone + dioxygène → dioxyde de carbone | 3 g de carbone + 8 g de dioxygène → 11 g |
| dihydrogène + dioxygène → eau | 1 g de dihydrogène + 8 g de dioxygène → 9 g |
Si l'on met un réactif en excès, la partie en trop ne réagit pas et reste à la fin. La loi de Lavoisier ne s'applique qu'aux masses qui ont réagi.
Exemple
On chauffe 10 g de fer avec 4 g de soufre. Quelle masse de sulfure de fer obtient-on ? Reste-t-il un réactif ?
Proportion : 7 g de fer réagissent avec 4 g de soufre.
Les 4 g de soufre réagissent donc avec 7 g de fer seulement.
Fer restant : 10 − 7 = 3 g (le fer est en excès).
Sulfure de fer formé : 7 + 4 = 11 g.
Vérification de la masse totale : avant 10 + 4 = 14 g ; après 11 g de sulfure + 3 g de fer = 14 g.
7. Lavoisier, le père de la chimie moderne
Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) était un chimiste français. Il a introduit l'usage systématique de la balance en chimie. Il a aussi expliqué le rôle du dioxygène dans les combustions et montré que l'eau est formée d'hydrogène et d'oxygène. Pour ces raisons, on le considère souvent comme l'un des fondateurs de la chimie moderne.
3Je retiens
Je retiens
Loi de Lavoisier : au cours d'une réaction chimique, la masse des réactifs qui ont réagi est égale à la masse des produits formés.
« Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »
Explication : les atomes se conservent (ni créés ni détruits), donc la masse se conserve.
On vérifie la loi en récipient fermé ; en récipient ouvert, un gaz peut sortir ou entrer.
Les réactifs réagissent dans des proportions fixes ; un réactif en excès reste à la fin.
Exemples : 7 g de fer + 4 g de soufre → 11 g de sulfure de fer ; 3 g de carbone + 8 g de dioxygène → 11 g de dioxyde de carbone.
4Erreurs fréquentes
- Croire que la masse « disparaît » quand le bois brûle : elle part dans les gaz formés (dioxyde de carbone, vapeur d'eau).
- Oublier les gaz dans le calcul : le dioxygène de l'air est un réactif qui a une masse.
- Additionner toutes les masses introduites même quand un réactif est en excès : seule la masse qui a réagi compte pour calculer le produit.
- Penser que la loi ne marche pas en récipient ouvert : elle est toujours vraie, c'est la pesée qui est incomplète.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Énonce la loi de Lavoisier et explique-la en une phrase à l'aide des atomes.
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Au cours d'une réaction chimique, la masse totale des réactifs qui ont réagi est égale à la masse totale des produits formés. En effet, les atomes ne sont ni créés ni détruits : ils se réarrangent, et chacun garde sa masse.
2Exercice 2
On fait réagir 21 g de fer avec 12 g de soufre ; tout réagit. Quelle masse de sulfure de fer obtient-on ?
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m(fer) + m(soufre) = m(sulfure de fer), donc m = 21 + 12 = 33 g. (On remarque que 21 = 3 × 7 et 12 = 3 × 4 : les proportions 7 pour 4 sont respectées.)
3Exercice 3
La combustion complète de 16 g de méthane dans le dioxygène produit 44 g de dioxyde de carbone et 36 g d'eau. Calcule la masse de dioxygène consommée.
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méthane + dioxygène → dioxyde de carbone + eau.
16 + m(dioxygène) = 44 + 36 = 80, donc m(dioxygène) = 80 - 16 = 64 g.
4Exercice 4
Fatoumata pèse un flacon ouvert contenant du vinaigre et un morceau de craie posé à côté : 250,0 g. Elle met la craie dans le vinaigre ; une effervescence se produit. À la fin, la balance indique 248,9 g.
a) La loi de Lavoisier est-elle fausse ? Explique.
b) Quelle est la masse du gaz dégagé ? Nomme ce gaz.
c) Comment modifier l'expérience pour vérifier la loi ?
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a) Non. Le flacon est ouvert : le gaz formé s'est échappé dans l'air et n'a pas été pesé.
b) Masse du gaz : 250,0 - 248,9 = 1,1 g. C'est du dioxyde de carbone (il trouble l'eau de chaux).
c) Il faut travailler en récipient fermé : par exemple fixer un ballon de baudruche contenant la craie sur le goulot, peser avant et après. La masse reste alors constante.
5Exercice 5
(Synthèse) On fait brûler 9 g de carbone dans 30 g de dioxygène. On sait que 3 g de carbone réagissent avec 8 g de dioxygène.
a) Quelle masse de dioxygène faut-il pour brûler les 9 g de carbone ?
b) Quel réactif est en excès ? Quelle masse en reste-t-il ?
c) Quelle masse de dioxyde de carbone est formée ? Vérifie la conservation de la masse totale.
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a) 9 g de carbone = 3 × 3 g. Il faut 3 × 8 = 24 g de dioxygène.
b) On dispose de 30 g de dioxygène : le dioxygène est en excès. Il en reste 30 - 24 = 6 g.
c) Dioxyde de carbone formé : 9 + 24 = 33 g. Masse totale avant : 9 + 30 = 39 g ; après : 33 + 6 = 39 g. La masse totale est conservée.
Cherche d’abord seul, sur ton cahier, puis ouvre le corrigé pour comparer.
6Je vérifie
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