Conservation de la masse

Les mots à connaître avant de commencer

Avant tout, trois mots de vocabulaire. Une transformation chimique, c'est quand des espèces de départ, les réactifs, se transforment en de nouvelles espèces, les produits. On la résume par un bilan : réactifs → produits.

La masse se mesure en grammes (g) avec une balance. Ici, tu n'auras besoin que de savoir additionner et soustraire des masses. C'est tout, promis.

Dernier mot clé : un système fermé, c'est un récipient bien bouché où rien n'entre et rien ne sort pendant la réaction. Retiens-le : c'est la condition pour que tout fonctionne.

L'essentiel et la formule à retenir

La règle est due à Antoine Lavoisier et tient en une phrase : lors d'une transformation chimique, la masse totale ne change pas. Ce qui semble disparaître d'un côté réapparaît de l'autre.

Sa formule restée célèbre : Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme.

La formule à connaître par cœur :

$m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$

Autrement dit : la masse de tout ce qui réagit est égale à la masse de tout ce qui est produit. Comme une balance à l'équilibre, le même poids des deux côtés.

Un exemple fait du début à la fin

Énoncé. On brûle $1{,}2\text{ g}$ de magnésium avec $0{,}8\text{ g}$ de dioxygène. Il se forme de l'oxyde de magnésium. Quelle est sa masse ?

Étape 1. J'identifie : les réactifs sont le magnésium et le dioxygène ; le produit est l'oxyde de magnésium.

Étape 2. J'applique la loi de Lavoisier : $m_{\text{produits}} = m_{\text{réactifs}}$.

Étape 3. J'additionne les masses des réactifs : $m = 1{,}2 + 0{,}8$.

Étape 4. Je conclus : $m = 2{,}0\text{ g}$ d'oxyde de magnésium.

Et voilà : rien de perdu, la balance tombe juste. Tu tiens déjà l'essentiel du chapitre.

Transformation chimique : réactifs et produits

Au cours d'une transformation chimique, des substances de départ appelées réactifs se réorganisent pour donner de nouvelles substances, les produits. On résume ce qui se passe par un bilan : réactifs → produits.

Historiquement, c'est Antoine Lavoisier (1743-1794) qui a tranché la question. En pesant très soigneusement les réactifs avant, puis les produits après, il a montré que la masse totale reste identique. D'où sa phrase célèbre : Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme.

Point capital : ces pesées ne sont fiables que dans un système fermé, où aucune matière n'entre ni ne sort. Sinon, un gaz peut s'échapper (ou un gaz de l'air peut participer) sans qu'on le voie, et le bilan semble faussé.

La loi de conservation de la masse

Énoncé. Lors d'une transformation chimique se déroulant en système fermé, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits :

$m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$

Rien n'est créé, rien n'est détruit : la matière est seulement réarrangée. La masse est donc conservée.

De cette égalité, on tire une formule très pratique quand une des masses est inconnue. Si tu connais la masse totale des réactifs et celle des autres produits, alors :

$m_{\text{inconnu}} = m_{\text{réactifs}} - m_{\text{autres produits}}$

Ce n'est rien d'autre que l'égalité de Lavoisier, réarrangée avec une soustraction.

La méthode pas à pas, avec deux exemples

Méthode pour trouver une masse.

1) Repérer tous les réactifs et tous les produits.
2) Vérifier que le système est fermé (sinon, tenir compte de ce qui entre ou sort).
3) Écrire l'égalité $m_{\text{réactifs totaux}} = m_{\text{produits totaux}}$.
4) Isoler la masse cherchée par une addition ou une soustraction.

Exemple A — combustion du magnésium. Magnésium ($1{,}2\text{ g}$) + dioxygène ($0{,}8\text{ g}$) → oxyde de magnésium.

La masse d'oxyde formé vaut $m = 1{,}2 + 0{,}8 = 2{,}0\text{ g}$.

Exemple B — décomposition de l'eau. Eau ($18\text{ g}$) → dihydrogène ($2\text{ g}$) + dioxygène (masse inconnue).

Ici on isole l'inconnue : $m_{\text{dioxygène}} = 18 - 2 = 16\text{ g}$.

On refait la combustion du magnésium ensemble

On reprend l'exemple A, mais cette fois on commente chaque ligne, comme si on rédigeait la copie côte à côte.

Données : magnésium $= 1{,}2\text{ g}$, dioxygène $= 0{,}8\text{ g}$. On cherche la masse d'oxyde de magnésium.

Ligne 1 — j'identifie. Réactifs : magnésium et dioxygène. Produit : oxyde de magnésium. (Le dioxygène est bien un réactif, on n'a pas le droit de l'oublier.)

Ligne 2 — j'écris la loi. $m_{\text{oxyde}} = m_{\text{magnésium}} + m_{\text{dioxygène}}$.

Ligne 3 — je remplace par les nombres. $m_{\text{oxyde}} = 1{,}2 + 0{,}8$.

Ligne 4 — je calcule et je conclus. $m_{\text{oxyde}} = 2{,}0\text{ g}$. La masse formée est exactement la somme des masses des réactifs, comme le montre le diagramme.

On cherche une masse inconnue : l'eau

Deuxième calcul ensemble, cette fois avec une inconnue : la décomposition de l'eau. Le geste nouveau, c'est la soustraction.

Données : eau $= 18\text{ g}$, dihydrogène formé $= 2\text{ g}$. On cherche la masse de dioxygène formé.

Ligne 1 — j'identifie. Réactif : l'eau. Produits : dihydrogène et dioxygène.

Ligne 2 — j'écris la loi. $m_{\text{eau}} = m_{\text{dihydrogène}} + m_{\text{dioxygène}}$.

Ligne 3 — j'isole l'inconnue. $m_{\text{dioxygène}} = m_{\text{eau}} - m_{\text{dihydrogène}}$.

Ligne 4 — je remplace et je calcule. $m_{\text{dioxygène}} = 18 - 2 = 16\text{ g}$.

Vérification-réflexe : $2 + 16 = 18$. La somme des produits redonne bien la masse du réactif. C'est cohérent, on peut souffler.

Un dernier ensemble : ne jamais oublier l'air

Troisième calcul, pour graver le piège numéro un : dans une combustion, le dioxygène de l'air est un réactif, et sa masse compte.

Situation. On brûle $12\text{ g}$ de carbone dans un flacon fermé contenant $32\text{ g}$ de dioxygène. Il se forme du dioxyde de carbone. Quelle masse obtient-on ?

Ligne 1 — j'identifie. Réactifs : carbone et dioxygène. Produit : dioxyde de carbone.

Ligne 2 — j'écris la loi. $m_{\text{dioxyde de carbone}} = m_{\text{carbone}} + m_{\text{dioxygène}}$.

Ligne 3 — je calcule. $m_{\text{dioxyde de carbone}} = 12 + 32 = 44\text{ g}$.

Si tu avais oublié les $32\text{ g}$ de dioxygène, tu aurais trouvé $12\text{ g}$ au lieu de $44\text{ g}$ : une erreur énorme. La masse ne sort jamais de nulle part.

Système fermé ou ouvert : le piège numéro un

La subtilité qui départage les bonnes copies : la loi de Lavoisier est toujours vraie, mais elle ne se lit directement sur la balance que si le système est fermé.

Système fermé (flacon bouché) : aucune matière n'entre ni ne sort, donc la balance affiche la même masse avant et après. La conservation se voit directement.

Système ouvert : si un gaz se forme et s'échappe (ou si un gaz de l'air est consommé), la balance semble indiquer une masse qui diminue (ou augmente). Ce n'est qu'une apparence : le gaz parti emporte sa propre masse. Si on pouvait tout repeser, gaz compris, le total serait inchangé.

À retenir : la masse est toujours conservée ; c'est seulement notre mesure qui peut être trompée en système ouvert.

Problème type entièrement résolu

Énoncé. Dans un flacon fermé, on fait réagir $5{,}6\text{ g}$ de fer avec du soufre. Il se forme $8{,}8\text{ g}$ de sulfure de fer, et il ne reste ni fer ni soufre. Quelle masse de soufre a réagi ?

Étape 1 — j'identifie et je justifie. Réactifs : fer et soufre. Produit : sulfure de fer. Le système est fermé : je peux donc appliquer la conservation de la masse.

Étape 2 — j'écris la loi. $m_{\text{fer}} + m_{\text{soufre}} = m_{\text{sulfure de fer}}$.

Étape 3 — j'isole l'inconnue. $m_{\text{soufre}} = m_{\text{sulfure de fer}} - m_{\text{fer}}$.

Étape 4 — je remplace et je calcule. $m_{\text{soufre}} = 8{,}8 - 5{,}6 = 3{,}2\text{ g}$.

Étape 5 — je conclus par une phrase. La masse de soufre ayant réagi est de $3{,}2\text{ g}$.

Ce que le correcteur attend, et les pièges

Sur ta copie, le correcteur veut voir :

• la phrase de la loi, ou l'égalité $m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$, écrite explicitement ;
• la mention que le système est fermé (c'est ce qui autorise le calcul) ;
• le calcul avec les unités (les grammes à chaque ligne) ;
• une phrase de conclusion qui répond précisément à la question posée.

Les pièges classiques à éviter :

• Oublier le dioxygène de l'air dans une combustion : c'est un réactif, sa masse doit figurer dans le bilan.
• Croire que la loi est violée en système ouvert : non, les gaz qui s'échappent emportent de la masse, mais la somme totale reste conservée.
• Confondre masse et volume : le volume, lui, peut très bien changer pendant la transformation ; seule la masse est conservée.

Pourquoi la masse se conserve : les atomes

Jusqu'ici on a admis la loi. Mais d'où vient-elle vraiment ? La réponse est microscopique : la matière est faite d'atomes, et lors d'une transformation chimique, les atomes ne sont ni créés ni détruits, ils sont seulement réarrangés.

Comme on retrouve exactement les mêmes atomes avant et après (le même nombre de chaque sorte), et que chaque atome garde sa masse, la masse totale ne peut pas changer. La conservation de la masse est donc la conséquence directe de la conservation des atomes.

Reprends la décomposition de l'eau : les atomes d'hydrogène et d'oxygène de l'eau se retrouvent tous, juste regroupés autrement, dans le dihydrogène et le dioxygène. Tu peux les compter sur le schéma : autant à gauche qu'à droite.

Pour creuser, va voir la fiche Atomes, molécules, ions : c'est la brique qui explique tout cela.

Vers l'équation de réaction équilibrée

L'an prochain, tu ne te contenteras plus d'écrire « réactifs → produits » avec des mots : tu écriras une équation de réaction avec les formules chimiques, et tu devras l'équilibrer.

Équilibrer, c'est justement placer des nombres devant les formules pour qu'il y ait le même nombre de chaque atome de chaque côté. Pour la décomposition de l'eau, on écrit :

$2\,\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\,\text{H}_2 + \text{O}_2$

À gauche comme à droite : 4 atomes d'hydrogène et 2 atomes d'oxygène. Une équation bien équilibrée, c'est exactement la conservation de la masse écrite au niveau des atomes.

Pour t'entraîner à lire et écrire ces formules, la fiche Formules chimiques te servira de tremplin.

L'horizon : la conservation, une grande idée

Dernier aperçu, pour voir plus grand. La conservation de la masse n'est qu'un exemple d'une idée qui traverse toute la physique-chimie : certaines grandeurs se conservent. Tu retrouveras la même logique de bilan avec la conservation de l'énergie, dans le chapitre sur l'énergie et ses conversions.

Plus tard, tu apprendras aussi à relier les masses aux quantités de matière, ce qui permettra de prévoir précisément combien de produit se forme. Mais l'intuition restera celle de Lavoisier et de sa balance : on ne fait jamais apparaître ni disparaître de matière, on la réorganise.

Retiens ce réflexe pour la vie de chimiste : dès qu'une masse « manque » ou « apparaît », cherche ce qui est entré ou sorti du système. Il y a toujours une explication.