chiba-handball: l effort pysique

Lors d'un effort physique, nos muscles sont grandement sollicités. Il faut dire que le moindre de nos mouvements nécessite la contraction ou la détente d'un ou plusieurs muscles. En regardant de plus près, ce sont les cellules des fibres musculaires qui doivent se déplacer les unes par rapport aux autres. Lors d'une course à pied, par exemple, elles doivent faire de nombreux allers et retours le plus vite possible, ce qui consomme beaucoup d'énergie.

Ce sont donc les sucres et les graisses, vous l'avez compris, qui apportent de l'énergie chimique à notre corps. La calorie est d'ailleurs une unité d'énergie, même si ce n'est pas l'unité internationale. Il reste maintenant à transformer cette énergie chimique en énergie de mouvement. Et c'est une réaction chimique qui permet cette transformation : lacombustion du glucose.

A - La réaction chimique

La combustion du glucose est une réaction entre deux espèces chimiques : le glucose et le dioxygène. Le glucose provient de l'alimentation. Quant au dioxygène, eh bien, c'est ce gaz que nous respirons tous.

Ce n'est pas plutôt de l'oxygène qu'on respire ?

Je ne peux pas vous en vouloir.

Dans la vie de tous les jours, on entend sans cesse le mot oxygène pour désigner ce gaz. Mais, pour tous les scientifiques, son nom estdioxygène. L'oxygène, ce n'est pas un gaz, c'est un élément, comme on l'a vu au chapitre précédent.

Le glucose et le dioxygène se rencontrent donc dans notre corps. Et là, il se passe entre eux quelque chose d'absolument fascinant !

Ils disparaissent en donnant naissance à deux nouvelles espèces chimiques, qui n'étaient pas là auparavant : de l'eau et du dioxyde de carbone. C'est ça, une réaction chimique : des espèces chimiques qui disparaissent tandis que d'autres se forment. On peut la résumer avec uneéquation de réaction :

C'est une équation, ça ? Où sont les chiffres, les x et le signe = ?

En effet, ce n'est pas une équation mathématique. C'est une équation de réaction, comme vous allez souvent en rencontrer en Chimie. Au centre, on trouve une flèche qui indique le sens de la réaction. À gauche, on indique les réactifs : les espèces qui se rencontrent et disparaissent (glucose et dioxygène). Et à droite, ce sont les produits : les espèces produites pendant la réaction (eau et dioxyde de carbone).

Le dioxyde de carbone produit est rapidement rejeté à l'extérieur du corps. Si notre respiration s'accélère pendant un effort physique, c'est parce qu'on doit inspirer beaucoup de dioxygène et expirer beaucoup de dioxyde de carbone. L'eau, par contre, reste dans notre corps.

C'est tout ? Cette réaction ne sert qu'à produire de l'eau ?

Non. Il se passe autre chose pendant la combustion du glucose : la température augmente. D'ailleurs, si la température à l'intérieur de notre corps reste en permanence à 37°C (quand tout va bien

), c'est grâce à cette réaction et à quelques autres du même genre qui ont la particularité de dégager de la chaleur. On les appelle des réactions exothermiques.

Il existe aussi des réactions endothermiques. Là, c'est le contraire : elles consomment de la chaleur et on tendance à faire baisser la température. Tiens, j'en connais une que vous pouvez réaliser chez vous.

C'est une réaction entre l'acide éthanoïque et l'hydrogénocarbonate de sodium.

hydrogé...quoi ? Je suis censé avoir tout ça chez moi ?

C'est probable, oui. L'acide éthanoïque est le principal ingrédient du vinaigre (après l'eau, bien sûr). Pour l'hydrogénocarbonate de sodium, vous en trouverez par exemple dans la levure chimique.

Servez-vous donc un verre de vinaigre et trempez-y un thermomètre. Notez la température précise puis versez de la levure chimique dans le vinaigre. Vous observerez alors une effervescence PSHHHIIIT(dégagement de dioxyde de carbone). Ne vous attendez pas à ce que la température baisse beaucoup : il faudrait de grosses quantités pour ça. Mais, même si vous ne perdez qu'1°C, cela suffira à montrer que la réaction a absorbé de la chaleur.

Récapitulons : il y a des réactions exothermiques qui dégagent de la chaleur et des réactionsendothermiques qui en consomment. On appelle combustion une réaction exothermique entre un combustible (ici : le glucose) et un comburant (ici : le dioxygène). La combustion du glucose transforme l'énergie chimique contenue dans le glucose en chaleur. Ensuite, dans les fibres musculaires, d'autres mécanismes transforment cette chaleur en énergie de mouvement. Vous comprenez, maintenant, pourquoi votre corps chauffe pendant un gros effort physique ?

B - Les systèmes chimiques

Une réaction chimique ne modifie donc pas seulement la liste des espèces chimiques présentes. Elle peut aussi faire varier la température et la pression environnantes. Pour faire un vrai bilan, il faut donc décrire l'ensemble du système chimique qu'on manipule.

Décrire un système chimique, c'est donner toutes les informations suivantes :

La liste des espèces chimiques présentes.
La "quantité" de chacune.
L'état physique de chacune.
La température et la pression de l'ensemble.

Les grandeurs physiques dont nous disposons actuellement pour définir la "quantité" d'une espèce chimique sont la masse, le volume et/ou laconcentration massique. Nous en verrons d'autres plus tard.

L'état physique peut être l'état solide (s), l'état liquide (l) ou l'état gazeux (g) mais aussi l'état aqueux (aq).

L'état aqueux ?

Oui, c'est l'état de ce qui est dissous dans l'eau, le soluté d'une solution aqueuse. Si je reprends l'exemple de l'eau sucrée, le sucre y est à l'état aqueux et l'eau à l'état liquide. L'eau, bien entendu, ne peut jamais être à l'état aqueux : elle ne va pas se dissoudre dans elle-même.

On peut indiquer l'état physique de chaque espèce chimique dans l'équation de réaction. Par exemple, pour la combustion du glucose, le dioxygène est gazeux, le glucose aqueux (dissous dans le sang ou dans le cytoplasme de nos cellules), le dioxyde de carbone gazeux et l'eau liquide.

Voyons tout de suite deux exemples de systèmes chimiques. On s'intéresse toujours à la combustion du glucose. Mais cette fois-ci, au lieu de se dérouler dans un corps humain, elle se produit dans l'environnement fermé et contrôlé d'un laboratoire.

Avant la réaction, le système chimique peut être, par exemple, celui-ci : 200 g de glucose à l'état aqueux et 144 L de dioxygène à l'état gazeux. Le tout à la pression atmosphérique et à température ambiante (20°C).

Et après la réaction, on peut avoir : 20 g de glucose à l'état aqueux, 144 L de dioxyde de carbone à l'état gazeux et 108 mL d'eau à l'état liquide. Le tout à la pression atmosphérique et à 22°C.

Vous voyez qu'il reste un peu de glucose après la réaction. Mais comme il n'y a plus de dioxygène, il n'a plus rien avec quoi réagir et donc la réaction s'arrête. On dit dans ce cas que le dioxygène est le réactif limitant.

C - L'équation de réaction

Observons maintenant cette réaction de plus près. De BEAUCOUP plus près. À l'échelle des particules microscopiques : les fameuses molécules.

Voici donc six petites molécules de dioxygène (en rouge à gauche) en train de monter à l'abordage d'une molécule de glucose (à droite).

Chaque molécule de dioxygène est composée de deux atomes d'oxygène. Sa formule brute est donc

. Le glucose est plus complexe. Comptez ses atomes sur l'image et donnez-moi sa formule brute.

Secret (cliquez pour afficher)

Donc, six molécules de dioxygène attaquent celle de glucose. Aucune de ces sept molécules ne survivra à la rencontre. Elles vont toutes éclater et nous allons obtenir ceci à la place :

Six molécules de dioxyde de carbone (

) et six molécules d'eau (

Nous pouvons maintenant écrire l'équation de réaction de manière plus rigoureuse. Au lieu d'indiquer seulement le nom des réactifs et des produits, nous allons préciser leurs formules brutes et indiquer le nombre de molécules impliquées dans la réaction.

Traduction : 1 molécule de glucose réagit avec 6 molécules de dioxygène pour donner 6 molécules de dioxyde de carbone et 6 molécules d'eau. Remarquez au passage que les molécules de dioxygène sont consommées 6 par 6. Elles disparaissent donc 6 fois plus vite que les molécules de glucose. Le dioxygène peut donc parfaitement être le réactif limitant même s'il y a moins de molécules de glucose au début de la réaction.

Je le répète, on écrit les réactifs à gauche de la flèche et les produits à droite. Entre les deux, c'est bien une flèche et pas un signe =.

= signifierait que la réaction peut se produire dans les deux sens. Ce n'est pas le cas ici : si on verse de l'eau sur du dioxyde de carbone, on n'obtiendra pas du glucose et du dioxygène.

D - Conservation des éléments

En regardant l'équation de réaction, on voit tout de suite que les éléments présents dans les réactifs sont : le carbone (C), l'hydrogène (H) et l'oxygène (O). Dans les produits, on trouve : du carbone (C), de l'hydrogène (H) et de l'oxygène (O).

Ce sont exactement les mêmes !

Et ce n'est pas tout. Comptons à présent le nombre d'atomes de chaque élément, dans les réactifs d'une part, dans les produits d'autre part.

Elément	Dans les réactifs	Dans les produits
Carbone (C)	6 dans la molécule de glucose	1 dans chaque molécule de dioxyde de carbone = 6
Hydrogène (H)	12 dans la molécule de glucose	2 dans chaque molécule d'eau = 12
Oxygène (O)	6 dans la molécule de glucose + 2 dans chaque molécule de dioxygène = 18	2 dans chaque molécule de dioxyde de carbone + 1 dans chaque molécule d'eau = 12 + 6 = 18

Pour chaque élément, il y a le même nombre d'atomes dans les réactifs et dans les produits.

Du coup, que pensez-vous de cette équation de réaction ?

$C + O_2 \longrightarrow CO$

Le produit ne serait pas

, plutôt ?

Ici, nous faisons réagir du carbone (

) avec du dioxygène (

). Si l'environnement est bien aéré, le produit sera effectivement du dioxyde de carbone (

). Mais, dans une atmosphère confinée, la même réaction produit du monoxyde de carbone (

), un gaz beaucoup plus dangereux que le

.

J'ai choisi de parler de la deuxième réaction, celle qui produit du monoxyde de carbone. Les trois formules chimiques indiquées dans l'équation ci-dessus sont donc correctes. Par contre, il y a autre chose qui cloche dans cette équation. Cherchez bien...

Secret (cliquez pour afficher)

Cette équation ne respecte donc pas le principe de conservation des éléments. Elle est donc fausse. On dit qu'elle n'est pas équilibrée.

Quand un chimiste étudie une nouvelle réaction, connaître la liste des réactifs et des produits ne suffit pas : il doit découvrir le nombre de molécules qui réagissent et le nombre de molécules produites. C'est d'ailleurs un exercice très courant au lycée : on propose aux élèves une équation fausse comme celle-ci et on leur demande de l'équilibrer.

Dans notre exemple, il serait tentant de rectifier l'équation en remplaçant

par

. Mais je pars du principe que nous connaissons déjà la liste des réactifs et des produits. On est donc certain que c'est du monoxyde de carbone qui est produit et pas du dioxyde de carbone. On connaît aussi toutes les formules brutes avec certitude et il n'est pas question de les modifier. C'est une erreur que les élèves commettent TRÈS souvent.

PAS QUESTION, je le répète, de modifier les formules brutes. La seule chose qu'on peut faire, c'est ajouter des coefficients DEVANT ces formules pour indiquer le nombre de molécules impliquées. Voyons comment nous allons équilibrer ceci :

$C + O_2 \longrightarrow CO$

Le problème, je le rappelle, c'est qu'il n'y a qu'un atome d'oxygène dans les produits alors qu'il y en a deux dans les réactifs. Supposons maintenant qu'on produise, non pas une, mais deux molécules de

. La réaction devient :

$C + O_2 \longrightarrow 2 \ CO$

Il y a bien deux atomes d'oxygène dans les produits, comme dans les réactifs. Merveilleux ! Mais il y a encore un problème. Désormais, il y a deux atomes de carbone dans les produits et toujours un seul dans les réactifs.

Qu'à cela ne tienne...

$2 \ C + O_2 \longrightarrow 2 \ CO$

Et voilà le travail !

Bon. Là, bien sûr, c'était simple. Certaines équations sont plus difficiles à équilibrer. Prenons par exemple une réaction entre l'éthane (un gaz combustible de formule

) et le dioxygène (toujours

). Cette réaction produit du dioxde de carbone (

) et de l'eau (

). L'équation à équilibrer est donc :

$C_2H_6 + O_2 \longrightarrow CO_2 + H_2O$

Il y a deux atomes de carbone à gauche (dans les réactifs). Pour en avoir deux à droite (dans les produits), il faut produire deux molécules de dioxyde de carbone.

$C_2H_6 + O_2 \longrightarrow 2 \ CO_2 + H_2O$

Passons maintenant aux hydrogènes (H). Il y en a 6 à gauche donc il en faut 6 à droite.

Dans chaque molécule d'eau (

), il y a 2 atomes d'hydrogène. Pour en avoir 6, il faut donc 3 molécules d'eau.

$C_2H_6 + O_2 \longrightarrow 2 \ CO_2 + 3 \ H_2O$

Et c'est là que ça se complique. Comptons un peu les atomes d'oxygène dans les produits (on voit tout de suite que c'est là qu'il y en a le plus). 2 molécules

nous apportent 4 atomes d'oxygène. 3 molécules d'eau nous en donnent 3 de plus. Soit un total de 4 + 3 = 7 atomes d'oxygène. Il nous faut donc 7 atomes d'oxygène dans les réactifs.

Eh, mais ça ne va pas là ! Il y a deux oxygènes dans chaque molécule de dioxygène. Et 7 est un nombre impair ! Comment faire ?

On applique la méthode habituelle, et cela donne :

$C_2H_6 + \frac{7}{2} \ O_2 \longrightarrow 2 \ CO_2 + 3 \ H_2O$

Il est impossible, bien sûr, de faire réagir des demi-molécules. Mais réfléchissons un peu à la signification de tout ceci. En réalité, c'est une réaction entre deux gaz (l'éthane et le dioxygène). Même si on ne prend que quelques millilitres de chaque gaz, ce ne sont donc pas $\frac{7}{2}$ molécules de dioxygène qui réagissent, mais des milliards de milliards. Les coefficients indiqués dans l'équation ne sont que des proportions. Des proportions stoechiométriques, pour être exact. Ils indiquent que, chaque fois qu'un molécule d'éthane disparaît, 2 molécules de

et 3 molécules d'eau se forment.

Donc, chaque fois qu'un milliard de molécules d'éthane réagissent, $\frac{7}{2}$ milliards de molécules de dioxygène réagissent aussi. Avoir un coefficient $\frac{7}{2}$ dans une équation de réaction ne pose en réalité aucun problème. Si vraiment ça vous gène, vous pouvez multiplier l'ensemble des coefficients par deux :

$2 \ C_2H_6 + 7 \ O_2 \longrightarrow 4 \ CO_2 + 6 \ H_2O$

Vérifions si ça fonctionne :

Elément	Dans les réactifs	Dans les produits
Carbone (C)	2 dans la molécule d'éthane = 4	1 dans chaque molécule de dioxyde de carbone = 4
Hydrogène (H)	6 dans chaque molécule d'éthane = 12	2 dans chaque molécule d'eau = 12
Oxygène (O)	2 dans chaque molécule de dioxygène =14	2 dans chaque molécule de dioxyde de carbone + 1 dans chaque molécule d'eau = 8 + 6 =14

L'équation est bien équilibrée.

E - Conservation de la charge électrique

Pour l'instant, dans ce chapitre, je n'ai parlé que de molécules. Mais vous savez qu'il existe aussi des ions, qui portent des charges électriques positives ou négatives. Le symbole chimique d'un ion indique quelle charge il porte. Voici trois exemples :

Ion argent : 1 charge positive. C'est donc un cation.
Ion cuivrique (ou cuivre II) $Cu^{2+}$ : 2 charges positives. Encore un cation.
Ion fluorure : 1 charge négative. Là, par contre, c'est un anion.

Les ions peuvent parfaitement être impliqués dans des réactions chimiques. Et donc apparaître dans des équations de réaction. Mais on ne peut ni créer ni détruire de charges électriques. Par conséquent : la charge totale des produits d'une réaction est toujours égale à la charge totale des réactifs.

A l'aide de cette nouvelle règle, nous allons équilibrer cette équation :

$Cu^{2+} + HO^- \longrightarrow Cu(OH)_2$

La notation

est équivalente à

. On la rencontre souvent lorsqu'une molécule contient deux groupes caractéristiques

On voit tout de suite que la charge électrique totale des produits est nulle. Donc celle des réactifs aussi. $Cu^{2+}$ apporte 2 charges positives donc il faut 2 ions

pour apporter 2 charges négatives.

$Cu^{2+} + 2 \ HO^- \longrightarrow Cu(OH)_2$

Il faut ensuite vérifier que la conservation des éléments est respectée, elle aussi. Faites-le, vous verrez que c'est bon.

C'est généralement dans les solutions aqueuses que l'on rencontre des ions. Et pas seulement dans les boissons énergisantes. Les sels minéraux, par exemple, sont des ions. Parfois, si leur concentration est suffisante, on peut soupçonner leur présence car ils colorent ces solutions (en bleu pour $Cu^{2+}$ ou en vert pour $Fe^{2+}$ , par exemple). Et on peut détecter cette présence avec plus de certitude grâce à des tests de reconnaissance.

La réaction que vous venez d'équilibrer est celle du test de reconnaissance des ions cuivriques : on ajoute au mélange quelques gouttes d'une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium. Les ions hydroxyde

réagissent avec $Cu^{2+}$ et il se forme un solide bleu à l'aspect aléatoire : un précipitéd'hydroxyde de cuivre II, de formule

.

Des réactions similaires permettent d'identifier les ions ferreux ( $Fe^{2+}$ ) et ferriques ( $Fe^{3+}$ ) :

$Fe^{2+} + 2 \ HO^- \longrightarrow Fe(OH)_2$

$Fe^{3+} + 3 \ HO^- \longrightarrow Fe(OH)_3$

est un précipité vert tandis que

est un précipité orange.

L'anion chlorure (

) se révèle si on verse dans le mélange étudié quelques gouttes d'une solution de nitrate d'argent :

$Ag^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} \longrightarrow AgCl_{(s)}$

AgCl se reconnaît facilement : c'est un précipité blanc qui noircit quand on l'éclaire. C'est lui qui est étalé sur les pellicules photographiques "argentiques".

La même réaction permet bien sûr d'identifier les ions

en ajoutant des ions

. Mais il y a une manière plus amusante

d'identifier

. Il s'agit de plonger dans la solution une tige en cuivre un peu entortillée.

$Cu_{(s)} + Ag^+_{(aq)} \longrightarrow Cu^{2+}_{(aq)} + Ag_{(s)}$

La tige de cuivre va se recouvrir d'aiguilles d'argent tandis que la solution va se colorer en bleu à cause des ions $Cu^{2+}$ .

On appelle cette expérience l'arbre de Diane, car les alchimistes du Moyen Âge associaient le métal argent à la déesse romaine Diane.

Au fait, l'équation que je vous ai donnée pour cette réaction n'est pas équilibrée. Saurez-vous rectifier ?

Secret (cliquez pour afficher)

En découvrant les réactions chimiques, vous êtes maintenant entrés pour de bon dans la Chimie. Il est essentiel de bien assimiler la technique pour équilibrer des équations en respectant la conservation des éléments et celle de la charge électrique. Pour ça, pas de secret : il faut s'entraîner. Équilibrez-en encore et encore. Cela doit devenir un automatisme pour vous.

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الثلاثاء، 29 مارس 2011

l effort pysique

A - La réaction chimique

A - La réaction chimique

B - Les systèmes chimiques

C - L'équation de réaction

D - Conservation des éléments

E - Conservation de la charge électrique

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