Tu n'as jamais entendu parler de Lavoisier ? Pas de panique, on va te donner l'essentiel pour être fonctionnel rapidement. Avant d'attaquer la conservation de la masse, on rappelle trois prérequis indispensables : ce qu'est une transformation chimique (des réactifs qui deviennent des produits), comment on mesure une masse (en grammes, avec une balance) et ce qu'est un système fermé (rien ne rentre, rien ne sort). Accroche-toi, c'est du condensé !
Les prérequis indispensables
1. Une transformation chimique : des substances de départ, les réactifs, se transforment en substances nouvelles, les produits. Exemple : le fer (réactif) réagit avec le soufre (réactif) pour donner du sulfure de fer (produit).
2. La masse se mesure en grammes (g) avec une balance. On note souvent $m$.
3. Un système fermé : un récipient hermétique où aucune matière ne peut entrer ni sortir pendant la transformation. C'est la condition pour appliquer facilement la loi de Lavoisier.
La loi de Lavoisier en deux mots
Lors d'une transformation chimique dans un système fermé, la masse totale des réactifs est toujours égale à la masse totale des produits.
$$m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$$
Antoine Lavoisier (1743-1794) l'a résumé : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »
À toi de jouer
1. Complète la phrase en choisissant le bon mot parmi les trois proposés.
Lors d'une transformation chimique dans un système fermé, la masse totale des réactifs est $\underline{\hspace{1.1em}}$ à la masse totale des produits. (égale / inférieure / supérieure)
Corrigé
Lors d'une transformation chimique dans un système fermé, la masse totale des réactifs est **égale** à la masse totale des produits.
2. On fait réagir $5$ g de soufre avec $8$ g de fer dans un tube hermétiquement fermé.
Calcule la masse de sulfure de fer formé en complétant :
$m_{\text{produit}} = \underline{\hspace{1.1em}} + \underline{\hspace{1.1em}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ g.
Corrigé
$m_{\text{produit}} = 5 + 8 = 13$ g.
3. Voici trois situations.
A : Un morceau de bois brûle à l'air libre et la masse des cendres est plus faible que celle du bois.
B : Dans un récipient hermétique, la masse totale après une transformation chimique est identique à celle d'avant.
C : On mélange du sucre et de l'eau, la masse totale augmente.
Laquelle de ces situations **vérifie** la loi de Lavoisier ? Coche la bonne case : $\underline{\hspace{1.1em}}$ A $\underline{\hspace{1.1em}}$ B $\underline{\hspace{1.1em}}$ C
Corrigé
La situation B vérifie la loi de Lavoisier car le système est fermé et la masse se conserve. Dans les situations A et C, le système n'est pas fermé (gaz qui s'échappent en A, erreur de mesure en C).
Ah oui, la loi de Lavoisier, ce fameux « rien ne se perd... » ! Tu te souviens qu'en chimie, la masse ne disparaît jamais. On va revoir tout ça proprement, avec la méthode pour résoudre n'importe quel exercice de conservation de la masse. Et on va le faire ensemble.
Le cours rappelé
Dans toute transformation chimique, la masse se conserve :
$$m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$$
À condition que le système soit fermé (rien ne rentre ni ne sort). Les gaz aussi ont une masse et ils comptent dans le bilan.
Si un gaz s'échappe, la masse du solide restant diminue, mais la masse totale (solide + gaz échappé) reste égale à la masse initiale. La loi n'est pas violée, c'est juste qu'une partie s'est envolée.
Méthode pas à pas pour trouver une masse inconnue
1. Lister tous les réactifs et tous les produits de la transformation chimique.
2. Vérifier que le système est fermé (ou bien tenir compte de ce qui est entré ou sorti).
3. Écrire l'égalité de conservation : $m_{\text{réactifs totaux}} = m_{\text{produits totaux}}$.
4. Remplacer par les masses connues.
5. Isoler la masse inconnue par une addition ou une soustraction.
À toi de jouer
1. On brûle une paille de fer (masse $2{,}4$ g) avec du dioxygène ($1{,}6$ g) dans une enceinte fermée.
Complète le calcul : $m_{\text{produit}} = \underline{\hspace{1.1em}} + \underline{\hspace{1.1em}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ g.
Corrigé
$m_{\text{produit}} = 2{,}4 + 1{,}6 = 4{,}0$ g.
2. De l'eau (masse $27$ g) se décompose en dihydrogène ($3$ g) et en dioxygène.
Écris l'égalité de conservation en complétant :
$27 = 3 + \underline{\hspace{1.1em}}$
Donc $m_{\text{dioxygène}} = \underline{\hspace{1.1em}} - \underline{\hspace{1.1em}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ g.
Corrigé
$27 = 3 + m_{\text{dioxygène}}$
$m_{\text{dioxygène}} = 27 - 3 = 24$ g.
3. On pèse une paille de fer avant de la brûler à l'air libre : masse initiale $5{,}0$ g. Après combustion, la paille de fer rouillée a une masse de $5{,}3$ g.
La masse a $\underline{\hspace{1.1em}}$ (augmenté / diminué). La loi de Lavoisier dit que la masse des réactifs (fer + dioxygène de l'air) est égale à celle du produit. Ici, le système est ouvert, le dioxygène a pu se combiner au fer. La masse a donc augmenté. La masse de dioxygène absorbé est : $\underline{\hspace{1.1em}} - \underline{\hspace{1.1em}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ g.
Corrigé
La masse a **augmenté**. La masse de dioxygène absorbé est $5{,}3 - 5{,}0 = 0{,}3$ g.
Allez, on muscle le calcul ! Cinq petits exercices, quasi identiques, pour que ça devienne un réflexe. Tu vas additionner des masses de réactifs pour trouver la masse du produit. Rien de plus simple.
À toi de jouer
1. Soufre $3{,}4$ g + fer $5{,}6$ g → sulfure de fer (système fermé).
$m_{\text{sulfure}} = \underline{\hspace{1.1em}} + \underline{\hspace{1.1em}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ g.
Corrigé
$m_{\text{sulfure}} = 3{,}4 + 5{,}6 = 9{,}0$ g.
2. Carbone $6{,}0$ g + dioxygène $16{,}0$ g → dioxyde de carbone (système fermé).
$m_{\text{CO}_2} = \underline{\hspace{1.1em}} + \underline{\hspace{1.1em}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ g.
Corrigé
$m_{\text{CO}_2} = 6{,}0 + 16{,}0 = 22{,}0$ g.
3. Magnésium $1{,}8$ g + dioxygène $1{,}2$ g → oxyde de magnésium (système fermé).
$m_{\text{oxyde}} = \underline{\hspace{1.1em}} + \underline{\hspace{1.1em}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ g.
Corrigé
$m_{\text{oxyde}} = 1{,}8 + 1{,}2 = 3{,}0$ g.
4. Cuivre $12{,}7$ g + soufre $6{,}4$ g → sulfure de cuivre (système fermé).
$m_{\text{sulfure}} = \underline{\hspace{1.1em}} + \underline{\hspace{1.1em}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ g.
Corrigé
$m_{\text{sulfure}} = 12{,}7 + 6{,}4 = 19{,}1$ g.
5. Zinc $13{,}0$ g + soufre $6{,}5$ g → sulfure de zinc (système fermé).
$m_{\text{sulfure}} = \underline{\hspace{1.1em}} + \underline{\hspace{1.1em}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ g.
Corrigé
$m_{\text{sulfure}} = 13{,}0 + 6{,}5 = 19{,}5$ g.
Maintenant on passe aux choses sérieuses, comme en contrôle. Tu vas raisonner sur des systèmes ouverts, des mélanges avec plusieurs produits, et des problèmes un peu plus tordus. Rappelle-toi la méthode : réactifs = produits, toujours dans un système fermé. À toi de jouer.
À toi de jouer
1. **1. Application directe**
Du fer ($6{,}8$ g) réagit avec du soufre ($3{,}9$ g) dans un tube hermétiquement fermé pour former du sulfure de fer.
a) Calcule la masse de sulfure de fer formé.
b) Un camarade trouve $2{,}9$ g de sulfure de fer. Quelle erreur a-t-il commise ?
Corrigé
a) $m_{\text{sulfure}} = m_{\text{fer}} + m_{\text{soufre}} = 6{,}8 + 3{,}9 = 10{,}7$ g.
b) L'élève a soustrait $6{,}8 - 3{,}9 = 2{,}9$ g au lieu d'additionner les masses des réactifs. D'après la loi de Lavoisier, les masses s'ajoutent.
2. **2. Système fermé — combustion d'une bougie**
On place une bougie de masse $15$ g dans un bocal hermétique de masse $200$ g, contenant de l'air de masse $5$ g. On allume la bougie jusqu'à extinction spontanée.
a) Quelle est la masse totale du système avant la combustion ?
b) Quelle est la masse totale après la combustion ? Justifie.
c) Si l'expérience est réalisée dans un bocal ouvert, on constate que le résidu solide de la bougie a une masse de $8$ g. La loi de Lavoisier est-elle violée ? Explique.
Corrigé
a) $m_{\text{total}} = m_{\text{bocal}} + m_{\text{bougie}} + m_{\text{air}} = 200 + 15 + 5 = 220$ g.
b) Le système est fermé, aucune matière n'entre ni ne sort. La loi de Lavoisier impose $m_{\text{après}} = 220$ g.
c) Non, la loi n'est pas violée. Dans un bocal ouvert, les gaz produits (CO2 et vapeur d'eau) s'échappent. La masse du résidu solide diminue, mais la masse totale (résidu + gaz échappés) serait toujours égale à 220 g si on pouvait tout récupérer.
3. **3. Plusieurs réactifs et produits**
On mélange une solution A de masse $150$ g avec une solution B de masse $70$ g dans un flacon hermétique. Il se forme un précipité blanc de masse $35$ g et une solution incolore C.
a) Quelle est la masse totale des réactifs ?
b) Calcule la masse de la solution C.
Corrigé
a) $m_{\text{réactifs}} = 150 + 70 = 220$ g.
b) $m_{\text{C}} = m_{\text{réactifs}} - m_{\text{précipité}} = 220 - 35 = 185$ g.
4. **4. Problème — La rouille**
Une plaque de fer a une masse de $200$ g. Après plusieurs jours à l'air humide, la plaque couverte de rouille a une masse de $205{,}2$ g.
a) La masse de la plaque a-t-elle augmenté ou diminué ? De combien ?
b) Ce résultat contredit-il la loi de Lavoisier ? Justifie en précisant quels sont les réactifs de cette transformation.
c) Quelle est la masse de matière provenant de l'air qui s'est combinée au fer ?
Corrigé
a) La masse a augmenté de $205{,}2 - 200 = 5{,}2$ g.
b) Non, cela ne contredit pas la loi de Lavoisier. Les réactifs sont le fer, le dioxygène et la vapeur d'eau contenus dans l'air. La plaque incorpore de la matière venant de l'air, donc sa masse augmente. La masse totale (fer + air absorbé) reste conservée.
c) $m_{\text{air absorbé}} = 5{,}2$ g.
5. **5. Combustion du propane**
On brule $8{,}8$ g de propane avec $32$ g de dioxygène dans un récipient fermé. Les produits sont du dioxyde de carbone ($26{,}4$ g) et de l'eau.
Écris l'égalité de conservation et calcule la masse d'eau formée.
Corrigé
$m_{\text{réactifs}} = m_{\text{propane}} + m_{\text{dioxygène}} = 8{,}8 + 32 = 40{,}8$ g.
$m_{\text{produits}} = m_{\text{CO}_2} + m_{\text{eau}}$ donc $40{,}8 = 26{,}4 + m_{\text{eau}}$
$m_{\text{eau}} = 40{,}8 - 26{,}4 = 14{,}4$ g.
Tu maîtrises la conservation de la masse, bravo ! Pour aller plus loin, sache que cette loi cache un secret : ce sont les atomes qui ne disparaissent pas. L'année prochaine, tu apprendras à équilibrer les équations chimiques pour que le nombre d'atomes de chaque élément soit le même à gauche et à droite, exactement comme la masse. Voici un petit avant-goût.
De la masse aux atomes
La conservation de la masse vient d'une réalité microscopique : les atomes ne sont ni créés ni détruits lors d'une transformation chimique. Ils se réarrangent simplement. Ainsi, le nombre d'atomes de chaque espèce reste inchangé, et donc la masse totale aussi.
Une équation chimique équilibrée respecte cette règle : à gauche (réactifs) et à droite (produits), on doit retrouver le même nombre d'atomes de carbone, d'hydrogène, d'oxygène, etc.
À toi de jouer
1. **1. Vérification d'une équation équilibrée**
Voici l'équation de la combustion du méthane : CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O.
Compte le nombre d'atomes de carbone (C), d'hydrogène (H) et d'oxygène (O) dans les réactifs, puis dans les produits. Que constates-tu ?
Corrigé
Dans les réactifs : 1 C, 4 H, 4 O (2×2). Dans les produits : 1 C (dans CO2), 4 H (2×2 dans 2 H2O), 4 O (2 dans CO2 + 2 dans 2 H2O). Le nombre de chaque atome est le même : la masse se conserve donc bien.
2. **2. Équilibrer une équation simple**
L'équation entre le dihydrogène et le dioxygène est actuellement : H2 + O2 → H2O.
a) Combien y a-t-il d'atomes d'oxygène dans les réactifs ? dans le produit ?
b) Pour que les atomes soient conservés (et donc la masse), il faut ajuster les coefficients. Trouve-les et réécris l'équation équilibrée.
Corrigé
a) Réactifs : 1 molécule de O2 = 2 atomes d'oxygène. Produit : 1 molécule de H2O = 1 atome d'oxygène. Ce n'est pas équilibré.
b) En mettant un 2 devant H2 et un 2 devant H2O : 2 H2 + O2 → 2 H2O. On a alors 4 H et 2 O de chaque côté.
3. **3. Raisonnement**
Un élève affirme : « Lors de la combustion du charbon (carbone), le charbon disparaît car on ne le voit plus, donc la masse diminue. »
En utilisant la notion de conservation des atomes, explique pourquoi cette affirmation est fausse.
Corrigé
Le charbon (carbone C) réagit avec le dioxygène O2 de l'air pour former du dioxyde de carbone CO2, un gaz invisible. Les atomes de carbone ne disparaissent pas : ils se retrouvent dans le CO2. La masse totale (carbone + dioxygène) est conservée, mais une partie est sous forme gazeuse. L'impression de disparition vient du fait que le carbone solide s'est combiné à un gaz invisible.