Équilibrer les Équations Chimiques
Contexte : La Loi de Conservation de la MassePrincipe fondamental selon lequel la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits lors d'une réaction chimique..
En chimie, une équation chimiqueReprésentation symbolique d'une réaction chimique, montrant les réactifs à gauche, les produits à droite, et leurs proportions. est le langage que nous utilisons pour décrire une réaction. Pour que ce langage soit correct, il doit respecter une règle fondamentale : la loi de conservation de la masse, énoncée par Lavoisier. Cela signifie qu'aucun atome ne peut être créé ni détruit au cours de la réaction. Équilibrer une équation, c'est donc s'assurer que le nombre d'atomes de chaque élément est strictement le même du côté des réactifsSubstances de départ dans une réaction chimique, situées à gauche de la flèche. et du côté des produitsSubstances formées au cours d'une réaction chimique, situées à droite de la flèche..
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous guidera pas à pas dans la méthode d'équilibrage par tâtonnement (ou par inspection), une technique essentielle pour tous les chimistes en herbe.
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre le principe de la conservation de la masse dans les réactions chimiques.
- Apprendre à compter les atomes de chaque élément dans les réactifs et les produits.
- Maîtriser la méthode par tâtonnement pour ajuster les coefficients stœchiométriques.
Données de l'étude
Réactifs et Produits
| Catégorie | Substances |
|---|---|
| Réactifs | Propane (C₃H₈) et Dioxygène (O₂) |
| Produits | Dioxyde de carbone (CO₂) et Eau (H₂O) |
| État de l'équation | Non équilibrée |
Représentation Moléculaire de la Réaction (Non-équilibrée)
Inventaire Initial des Atomes
| Élément | Nombre d'atomes (Réactifs) | Nombre d'atomes (Produits) |
|---|---|---|
| Carbone (C) | 3 | 1 |
| Hydrogène (H) | 8 | 2 |
| Oxygène (O) | 2 | 3 |
Questions à traiter
- Combustion du propane : Équilibrez l'équation : \(\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}\).
- Décomposition du chlorate de potassium : Équilibrez l'équation : \(\text{KClO}_3 \rightarrow \text{KCl} + \text{O}_2\).
- Réaction de précipitation : Équilibrez l'équation : \(\text{Na}_3\text{PO}_4 + \text{MgCl}_2 \rightarrow \text{Mg}_3(\text{PO}_4)_2 + \text{NaCl}\).
- Combustion de l'éthanol : Équilibrez l'équation : \(\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}\).
Les bases sur l'équilibrage des équations
Pour équilibrer une équation, on ne modifie JAMAIS les indices dans les formules chimiques (le '2' dans H₂O par exemple), car cela changerait la nature même de la molécule. On ajuste uniquement les coefficients stœchiométriques, les grands chiffres placés devant les formules.
1. La Loi de Lavoisier (Conservation de la Masse)
Ce principe fondamental stipule que "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme." Appliqué à la chimie, cela signifie que le nombre d'atomes pour chaque élément doit être rigoureusement identique avant et après la réaction.
\[ \sum (\text{Atomes des réactifs}) = \sum (\text{Atomes des produits}) \]
2. Les Coefficients Stœchiométriques
Un coefficient placé devant une formule multiplie chaque atome de cette formule. Par exemple, \(4\,\text{H}_2\text{O}\) représente 4 molécules d'eau, contenant au total \(4 \times 2 = 8\) atomes d'hydrogène et \(4 \times 1 = 4\) atomes d'oxygène.
Correction : Équilibrer les Équations Chimiques
Question 1 : Équilibrer l'équation C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O
Principe
Le concept physique fondamental derrière cette question est la Loi de Conservation de la Masse. Dans le contexte d'une réaction chimique, cela signifie que le nombre d'atomes de chaque élément doit rester constant entre les réactifs (ce que nous avons au début) et les produits (ce que nous obtenons à la fin).
Mini-Cours
Une réaction de combustion est une réaction chimique exothermique (qui libère de la chaleur) entre un combustible (ici, le propane C₃H₈) et un comburant (le dioxygène O₂). Une combustion "complète" d'un hydrocarbure (composé de C et H) produit toujours du dioxyde de carbone (CO₂) et de l'eau (H₂O).
Remarque Pédagogique
Pour aborder ce type de problème, la meilleure stratégie est d'équilibrer les atomes un par un. On commence généralement par les éléments qui apparaissent dans le moins de molécules. Ici, le Carbone (C) et l'Hydrogène (H) sont de bons candidats pour commencer. L'Oxygène (O), qui apparaît dans deux produits différents, doit impérativement être équilibré en dernier lieu.
Normes
En chimie, la "norme" est dictée par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA ou IUPAC en anglais). Elle stipule qu'une équation chimique doit être écrite avec les plus petits coefficients stœchiométriques entiers possibles pour être considérée comme correctement équilibrée.
Formule(s)
Équation générale à équilibrer
Hypothèses
Pour cet exercice, nous posons deux hypothèses principales : la réaction est complète (tout le propane réagit) et la combustion est parfaite (pas de sous-produits comme le monoxyde de carbone CO).
Donnée(s)
L'équation de départ, non-équilibrée, et son inventaire d'atomes :
| Élément | Côté Réactifs | Côté Produits |
|---|---|---|
| Carbone (C) | 3 | 1 |
| Hydrogène (H) | 8 | 2 |
| Oxygène (O) | 2 | 3 |
Astuces
Une astuce utile est de considérer l'équation comme un système d'équations algébriques à résoudre, une pour chaque élément. Pour le Carbone : \(3x = z\). Pour l'Hydrogène : \(8x = 2w\). Pour l'Oxygène : \(2y = 2z + w\). En posant \(x=1\), on résout facilement le système.
Schéma (Avant les calculs)
Visualisons les molécules impliquées avant l'équilibrage.
Molécules de l'équation non-équilibrée
Calcul(s)
Nous appliquons la méthode décrite dans la remarque pédagogique.
Étape 1 : Équilibrer le Carbone (C)
On a 3 C à gauche et 1 C à droite. On place le coefficient 3 devant CO₂.
Étape 2 : Équilibrer l'Hydrogène (H)
On a 8 H à gauche et 2 H à droite. On place le coefficient 4 devant H₂O (car \(4 \times 2 = 8\)).
Étape 3 : Équilibrer l'Oxygène (O)
On compte les atomes d'O à droite puis on en déduit le coefficient pour O₂.
Calcul des atomes d'oxygène requis
Calcul du coefficient pour O₂
On place donc le coefficient 5.
Équation finale de l'étape
Schéma (Après les calculs)
L'équation est maintenant équilibrée. Le tableau de vérification le confirme.
Vérification Finale des Atomes
| Élément | Côté Réactifs (Gauche) | Côté Produits (Droite) | Statut |
|---|---|---|---|
| Carbone (C) | 1 × 3 = 3 | 3 × 1 = 3 | ✓ Équilibré |
| Hydrogène (H) | 1 × 8 = 8 | 4 × 2 = 8 | ✓ Équilibré |
| Oxygène (O) | 5 × 2 = 10 | (3 × 2) + (4 × 1) = 10 | ✓ Équilibré |
Réflexions
Le résultat nous apprend que 1 mole de propane réagit avec 5 moles de dioxygène pour produire 3 moles de dioxyde de carbone et 4 moles d'eau. Ces proportions, appelées proportions stœchiométriques, sont cruciales pour calculer les quantités de réactifs nécessaires ou de produits formés dans l'industrie.
Points de vigilance
L'erreur la plus commune est d'oublier de recompter tous les atomes après avoir ajouté un coefficient. Chaque changement peut affecter un élément que vous pensiez déjà équilibré. Soyez méthodique et vérifiez à chaque étape.
Points à retenir
Pour maîtriser cette question, retenez la séquence :
- Équilibrer les métaux ou les éléments complexes en premier.
- Équilibrer les non-métaux (sauf H et O).
- Équilibrer l'Hydrogène (H).
- Équilibrer l'Oxygène (O) en dernier.
Le saviez-vous ?
Antoine Lavoisier, le père de la chimie moderne qui a énoncé la loi de conservation de la masse, était aussi un fermier général (collecteur d'impôts) et fut guillotiné en 1794 durant la Révolution française. Le mathématicien Lagrange dira de sa mort : "Il ne leur a fallu qu'un moment pour faire tomber cette tête, et cent années peut-être ne suffiront pas pour en reproduire une semblable."
FAQ
Voici quelques questions fréquentes :
Résultat Final
A vous de jouer
La combustion du méthane (CH₄) produit aussi du CO₂ et de l'eau. Équilibrez l'équation : \(?\,\text{CH}_4 + ?\,\text{O}_2 \rightarrow ?\,\text{CO}_2 + ?\,\text{H}_2\text{O}\). Quel est le coefficient du dioxygène (O₂) ?
Question 2 : Équilibrer l'équation KClO₃ → KCl + O₂
Principe
Comme pour toute réaction, le principe de base reste la conservation des atomes de chaque élément (Potassium K, Chlore Cl, Oxygène O) entre le réactif unique et les deux produits.
Mini-Cours
Il s'agit d'une réaction de décomposition thermique. Un seul composé (le chlorate de potassium) est chauffé et se décompose en substances plus simples (le chlorure de potassium et le dioxygène). Ces réactions sont l'inverse des réactions de synthèse.
Remarque Pédagogique
Le potassium et le chlore sont déjà équilibrés au départ (1 de chaque côté). Le problème vient de l'oxygène, avec 3 atomes à gauche et 2 à droite. Le plus petit multiple commun (PPCM) entre 2 et 3 est 6. Notre objectif sera d'avoir 6 atomes d'oxygène de chaque côté.
Normes
La convention de l'UICPA sur les plus petits coefficients entiers s'applique. Il faut aussi noter l'état des substances si l'information est disponible, par exemple (s) pour solide, (l) pour liquide, (g) pour gaz.
Formule(s)
Équation générale à équilibrer
Hypothèses
Nous supposons que la décomposition est complète et ne produit que du KCl et du O₂, sans autres réactions secondaires.
Donnée(s)
L'inventaire initial des atomes est le suivant :
| Élément | Côté Réactifs | Côté Produits |
|---|---|---|
| Potassium (K) | 1 | 1 |
| Chlore (Cl) | 1 | 1 |
| Oxygène (O) | 3 | 2 |
Astuces
Quand un élément a un nombre impair d'atomes d'un côté et un nombre pair de l'autre (comme l'oxygène ici), il est souvent efficace de commencer par doubler le composé contenant le nombre impair. Cela crée souvent une base paire plus facile à manipuler.
Schéma (Avant les calculs)
Représentation des molécules. Le déséquilibre de l'oxygène est visible.
Molécules de l'équation non-équilibrée
Calcul(s)
Étape 1 : Équilibrer l'Oxygène (O) en visant le PPCM
Pour obtenir 6 atomes d'oxygène de chaque côté, on calcule les coefficients nécessaires.
Calcul du PPCM
Calcul du coefficient pour KClO₃
Calcul du coefficient pour O₂
L'équation devient :
Étape 2 : Réajuster le Potassium (K) et le Chlore (Cl)
Maintenant, nous avons 2 K et 2 Cl à gauche. Pour compenser, on place un coefficient 2 devant KCl à droite.
Schéma (Après les calculs)
Le tableau de vérification confirme que tous les atomes sont maintenant équilibrés.
Vérification Finale des Atomes
| Élément | Côté Réactifs (Gauche) | Côté Produits (Droite) | Statut |
|---|---|---|---|
| Potassium (K) | 2 × 1 = 2 | 2 × 1 = 2 | ✓ Équilibré |
| Chlore (Cl) | 2 × 1 = 2 | 2 × 1 = 2 | ✓ Équilibré |
| Oxygène (O) | 2 × 3 = 6 | 3 × 2 = 6 | ✓ Équilibré |
Réflexions
Ce résultat indique que 2 moles de chlorate de potassium solide se décomposent pour former 2 moles de chlorure de potassium solide et 3 moles de dioxygène gazeux. C'est une méthode de laboratoire classique pour produire de l'oxygène.
Points de vigilance
Faites attention à ne pas vous arrêter après avoir équilibré l'oxygène. L'ajout du coefficient '2' devant KClO₃ a eu un impact sur K et Cl qui a nécessité un ajustement final. Il faut toujours revérifier tous les éléments à la fin.
Points à retenir
La technique du "plus petit multiple commun" est extrêmement puissante, surtout pour des éléments comme l'oxygène qui apparaissent souvent sous forme de O₂ (pair) dans une équation et avec un indice impair dans un autre composé (comme KClO₃).
Le saviez-vous ?
Le chlorate de potassium est un oxydant puissant. Mélangé avec du sucre, il peut créer une réaction très exothermique, c'est le principe de la "fusée bonbon", une expérience de chimie populaire mais dangereuse. Il est aussi utilisé dans les feux d'artifice pour donner des couleurs violettes.
FAQ
Voici une question fréquente :
Résultat Final
A vous de jouer
Équilibrez la décomposition du peroxyde d'hydrogène : \(?\,\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow ?\,\text{H}_2\text{O} + ?\,\text{O}_2\). Quel est le coefficient de l'eau (H₂O) ?
Question 3 : Équilibrer l'équation Na₃PO₄ + MgCl₂ → Mg₃(PO₄)₂ + NaCl
Principe
La conservation de la matière s'applique ici aux ions dans une réaction de double déplacement (ou métathèse), où les cations et les anions des réactifs échangent leurs partenaires pour former de nouveaux produits.
Mini-Cours
C'est une réaction de précipitation. Lorsque deux solutions de composés ioniques solubles sont mélangées, les ions peuvent se recombiner pour former un composé ionique insoluble, appelé précipité. Ici, le phosphate de magnésium (Mg₃(PO₄)₂) est un solide qui se forme et se dépose. Les ions qui ne participent pas à la formation du précipité (Na⁺ et Cl⁻) sont appelés ions spectateurs.
Remarque Pédagogique
L'astuce pour ce genre d'équation est de ne pas compter les atomes individuellement (P et O séparément), mais de traiter les ions polyatomiques (ici, le phosphate PO₄³⁻) comme des unités indivisibles. Équilibrez ces "blocs" d'ions en premier, puis les ions simples (Na⁺, Mg²⁺, Cl⁻).
Normes
La convention de l'UICPA (plus petits coefficients entiers) reste la règle. Pour les réactions ioniques, on peut aussi écrire une équation ionique nette, qui ne montre que les ions qui réagissent, mais ici nous nous concentrons sur l'équation moléculaire complète.
Formule(s)
Équation générale à équilibrer
Hypothèses
Nous supposons que la réaction va jusqu'à son terme (complète) et que les ions polyatomiques ne se décomposent pas.
Donnée(s)
Inventaire initial des ions/atomes :
| Ion/Élément | Côté Réactifs | Côté Produits |
|---|---|---|
| Sodium (Na) | 3 | 1 |
| Phosphate (PO₄) | 1 | 2 |
| Magnésium (Mg) | 1 | 3 |
| Chlore (Cl) | 2 | 1 |
Astuces
Commencez par l'ion le plus complexe, le phosphate de magnésium (Mg₃(PO₄)₂). Le fait de poser son coefficient à 1 (\(y=1\)) vous donne immédiatement un objectif : vous devez avoir 3 Mg et 2 PO₄ du côté des réactifs. Le reste en découle logiquement.
Schéma (Avant les calculs)
Visualisation des ions en solution avant la réaction.
Ions en solution avant précipitation
Calcul(s)
Étape 1 : Équilibrer les ions Phosphate (PO₄)
Il y a 2 ions PO₄ à droite (dans Mg₃(PO₄)₂) et 1 seul à gauche. On place donc le coefficient 2 devant Na₃PO₄.
Étape 2 : Équilibrer les ions Sodium (Na)
Le coefficient précédent nous donne \(2 \times 3 = 6\) ions Na à gauche. Pour en avoir 6 à droite, on place le coefficient 6 devant NaCl.
Étape 3 : Équilibrer les ions Chlore (Cl)
On a maintenant 6 ions Cl à droite. Pour avoir 6 Cl à gauche, il faut placer le coefficient 3 devant MgCl₂ (car \(3 \times 2 = 6\)).
Étape 4 : Vérifier les ions Magnésium (Mg)
Cette dernière étape sert de vérification. Nous avons 3 ions Mg à gauche et 3 ions Mg à droite. L'équation est maintenant équilibrée.
Schéma (Après les calculs)
Le tableau de vérification confirme l'équilibre des ions.
Vérification Finale des Ions/Atomes
| Ion/Élément | Côté Réactifs (Gauche) | Côté Produits (Droite) | Statut |
|---|---|---|---|
| Na | 2 × 3 = 6 | 6 × 1 = 6 | ✓ Équilibré |
| PO₄ | 2 × 1 = 2 | 1 × 2 = 2 | ✓ Équilibré |
| Mg | 3 × 1 = 3 | 1 × 3 = 3 | ✓ Équilibré |
| Cl | 3 × 2 = 6 | 6 × 1 = 6 | ✓ Équilibré |
Réflexions
Cette équation équilibrée nous montre les proportions exactes (2 moles de phosphate de sodium pour 3 moles de chlorure de magnésium) nécessaires pour faire précipiter complètement le magnésium sous forme de phosphate de magnésium, laissant une solution de sel de table (NaCl).
Points de vigilance
La plus grande difficulté dans ce type de réaction est la présence de multiples indices et coefficients. Il faut être très méthodique et ne pas hésiter à refaire le compte de chaque ion après chaque modification d'un coefficient.
Points à retenir
La compétence clé ici est d'identifier les ions polyatomiques et de les traiter comme des unités. Cela simplifie considérablement le processus en réduisant le nombre d'éléments à suivre séparément. La séquence est : ions polyatomiques → cations → anions.
Le saviez-vous ?
Le phosphate de sodium (Na₃PO₄) est un puissant dégraissant et nettoyant, souvent vendu sous le nom de TSP (Trisodium Phosphate). Il est si efficace qu'il est souvent utilisé pour préparer les murs avant de les peindre, mais son usage est de plus en plus réglementé en raison de son impact environnemental (eutrophisation des eaux).
FAQ
Une question fréquente pour ce type de réaction :
Résultat Final
A vous de jouer
Équilibrez : \(?\,\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3 + ?\,\text{BaCl}_2 \rightarrow ?\,\text{BaSO}_4 + ?\,\text{AlCl}_3\). Quel est le coefficient de BaCl₂ ?
Question 4 : Équilibrer l'équation C₂H₅OH + O₂ → CO₂ + H₂O
Principe
La conservation de la masse est appliquée à la combustion d'un alcool, l'éthanol. Tous les atomes de C, H et O présents dans les réactifs doivent se retrouver, en même nombre, dans les produits.
Mini-Cours
C'est une réaction de combustion complète. La particularité ici est que le combustible, l'éthanol (C₂H₅OH), est une molécule "oxygénée", c'est-à-dire qu'elle contient déjà un atome d'oxygène. Cet oxygène participera à la formation des produits (CO₂ et H₂O) et doit être inclus dans le décompte total des atomes d'oxygène du côté des réactifs.
Remarque Pédagogique
La méthode reste la même : équilibrez d'abord le Carbone, puis l'Hydrogène. L'étape cruciale est l'équilibrage de l'Oxygène. Comptez le nombre total d'atomes d'oxygène requis par les produits. Ensuite, soustrayez l'atome d'oxygène déjà fourni par la molécule d'éthanol. Le résultat est le nombre d'atomes d'oxygène qui doivent être apportés par le dioxygène O₂.
Normes
La convention de l'UICPA (plus petits coefficients entiers) s'applique toujours.
Formule(s)
Équation générale à équilibrer
Hypothèses
Nous supposons une combustion complète, ce qui signifie que tout l'éthanol est transformé en CO₂ et H₂O, sans formation de suie (C) ou de monoxyde de carbone (CO).
Donnée(s)
Inventaire initial des atomes :
| Élément | Côté Réactifs | Côté Produits |
|---|---|---|
| Carbone (C) | 2 | 1 |
| Hydrogène (H) | 6 (5+1) | 2 |
| Oxygène (O) | 3 (1+2) | 3 (2+1) |
Astuces
Lors du décompte de l'oxygène à gauche, pensez à l'équation : \(O_{\text{total\_gauche}} = O_{\text{alcool}} + O_{\text{dioxygène}}\). Après avoir équilibré C et H, vous connaîtrez le \(O_{\text{total\_droite}}\). L'équation devient \(O_{\text{total\_droite}} = 1 + 2y\), où y est le coefficient de O₂. Il est alors facile de trouver y.
Schéma (Avant les calculs)
Représentation des molécules avant équilibrage.
Molécules de la combustion de l'éthanol
Calcul(s)
Étape 1 : Équilibrer le Carbone (C)
Il y a 2 atomes de C à gauche. On place le coefficient 2 devant CO₂.
Étape 2 : Équilibrer l'Hydrogène (H)
Il y a 6 atomes de H à gauche (5 dans le groupe C₂H₅ et 1 dans le groupe OH). Pour avoir 6 H à droite, on place le coefficient 3 devant H₂O (\(3 \times 2 = 6\)).
Étape 3 : Équilibrer l'Oxygène (O)
On compte les atomes d'O à droite puis on en déduit le coefficient pour O₂.
Calcul des atomes d'oxygène requis (Produits)
Calcul des atomes d'oxygène à fournir par O₂
Calcul du coefficient pour O₂
On place donc le coefficient 3.
Équation finale de l'étape
Schéma (Après les calculs)
Le tableau de vérification confirme l'équilibre.
Vérification Finale des Atomes
| Élément | Côté Réactifs (Gauche) | Côté Produits (Droite) | Statut |
|---|---|---|---|
| C | 1 × 2 = 2 | 2 × 1 = 2 | ✓ Équilibré |
| H | 1 × 6 = 6 | 3 × 2 = 6 | ✓ Équilibré |
| O | (1 × 1) + (3 × 2) = 7 | (2 × 2) + (3 × 1) = 7 | ✓ Équilibré |
Réflexions
Ce ratio stœchiométrique (1 mole d'éthanol pour 3 moles de dioxygène) est fondamental dans le domaine des biocarburants et pour la conception de moteurs fonctionnant à l'éthanol, afin d'assurer une combustion optimale et de minimiser les rejets polluants.
Points de vigilance
L'erreur la plus classique est d'ignorer l'atome d'oxygène présent dans la molécule d'éthanol (C₂H₅OH) lors du décompte des réactifs. Cela conduit à un coefficient incorrect pour le O₂.
Points à retenir
Pour équilibrer la combustion d'un composé oxygéné, la méthode reste C → H → O. La clé est de se souvenir que le total d'oxygène des réactifs est la somme de l'oxygène du combustible et de l'oxygène du comburant (O₂).
Le saviez-vous ?
L'éthanol est l'alcool présent dans les boissons alcoolisées. Il est produit par la fermentation de sucres par des levures. C'est l'une des plus anciennes réactions biochimiques maîtrisées par l'humanité, utilisée depuis des millénaires pour produire du vin, de la bière et d'autres spiritueux.
FAQ
Une question fréquente :
Résultat Final
A vous de jouer
Équilibrez la combustion du méthanol : \(?\,\text{CH}_3\text{OH} + ?\,\text{O}_2 \rightarrow ?\,\text{CO}_2 + ?\,\text{H}_2\text{O}\). Quel est le coefficient de O₂ ? (Attention, la réponse finale doit contenir des entiers !)
Outil Interactif : Vérificateur d'Équilibre
Utilisez les curseurs pour changer les coefficients de l'équation de combustion du propane et observez le décompte des atomes. Votre but est d'obtenir des barres de même hauteur pour chaque élément.
Coefficients Stœchiométriques
Décompte des Atomes
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Quelle loi fondamentale justifie la nécessité d'équilibrer les équations chimiques ?
2. Dans l'équation équilibrée \(2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}\), quel est le coefficient stœchiométrique de l'eau (H₂O) ?
3. Quelle est la somme des coefficients stœchiométriques pour les réactifs dans l'équation équilibrée de la synthèse de l'ammoniac : \(\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightarrow 2\,\text{NH}_3\) ?
4. Pour équilibrer l'équation \(?\,\text{Fe} + ?\,\text{Cl}_2 \rightarrow ?\,\text{FeCl}_3\), quels sont les coefficients corrects dans l'ordre ?
5. Laquelle de ces équations est correctement équilibrée ?
- Coefficient Stœchiométrique
- Nombre entier placé devant les formules chimiques dans une équation pour indiquer les proportions relatives des réactifs et des produits, permettant ainsi d'équilibrer le nombre d'atomes de chaque élément.
- Loi de Conservation de la Masse
- Principe fondamental formulé par Antoine Lavoisier qui stipule qu'au cours d'une réaction chimique dans un système fermé, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits.
- Produit
- Substance qui est formée à la suite d'une réaction chimique. Dans une équation, les produits sont écrits à droite de la flèche.
- Réactif
- Substance qui est consommée au cours d'une réaction chimique. Dans une équation, les réactifs sont écrits à gauche de la flèche.
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