III.

Structure atomique

 ---- 

I. Loi de conservation de masse ou Loi de Lavoisier

Fig 10.1 Expérience de Lavoisier

En 1774, Lavoisier (Antoine-Laurent de Lavoisier : 1743-1794),
chimiste français, chauffe de l’oxyde de mercure (HgO) solide dans un
récipient fermé, en présence de charbon de bois. L’oxyde, une poudre
rougeâtre, se transforme en mercure métallique et un gaz de dioxygène.
L’étude montre que la masse de l’oxyde de mercure est égale à la somme
des masses de mercure métallique et de dioxygène.

Énoncé moderne de Lavoisier

« Lors d’une réaction chimique qui se déroule en milieu fermé, la somme
des masses des réactifs est toujours égale à la somme des masses des
produits formés »
Exemple : A + B 
 C + D

masse de A + masse de B = masse de C + masse de D

 Remarque
La loi de conservation de masse ne pourrait pas utiliser pour
expliquer du système ouvert ou certaines réactions.

79
 III. Structure atomique

1) Système ouvert
Dans le système ouvert, la masse se transfère dans
l’environnement ce qui est en cause que les masses des réactifs ne
sont pas égaux aux masses des produits formés.
2) Dans le cas d’une réaction nucléaire, la masse des noyaux des
constituants de départ et d’arrivée est différente. Cette différence
se traduit sous forme d’énergie par la célèbre relation de la
relativité d’Einstein : 2
E = m.c

E = énergie libérée lors de la réaction

m = écart de masse entre l’état initial et l’état final
c = vitesse de la lumière (300 000 km/s)

Exemples de calculs de conservation de masse

Exemple 1 : La combustion totale de 14 g de fer et du soufre donne
22 g de sulfure de fer (FeS). Quelle est la masse de soufre utilisé
pour cette combustion ?
Solution
La réaction s’écrit : Fe + S   FeS
D’après la loi de conservation de masse :
m (Fe) + m (S) = m (FeS)
 m (S) = m (FeS)  m (Fe) = 22 – 14 = 8 g

Exemple 2 : On fait réagir 3,5 g de zinc (Zn) avec 5,2 g de la

solution d’acide sulfurique (H2SO4). On obtient 6,8 g de sulfate de
zinc (ZnSO4) et 1,4 g de dihydrogène (H2). Quelle est la masse de
zinc restant ?
Solution
La réaction s’écrit : Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
Donnée de l’énoncé
Zn + H2SO4 
 ZnSO4 + H2 + Zn restant
3,5 g 5,2 g 6,8 g 1,4 g x
Masse des réactifs = m (Zn) + m (H2SO4) = 3,5 g + 5,2 g = 8,7 g
Masse des produits formés = m (ZnSO4) + m (H2) + m (Zn) restant
= 6,8 g + 1,4 g + x = 8,2 g + x
D’après la loi de conservation de masse :
Masse des réactifs = masse des produits
8,7 g = 8,2 g + x  x = 8,7 – 8,2 = 0,5 g

80
 III. Structure atomique

II. Loi de proportions définies

Fig 10.2 Combinaison de l’hydrogène et d’oxygène

La loi des proportions définies est une loi pondérale énoncée par Joseph
Proust, en 1797, selon laquelle « un composé chimique pur contient
toujours les mêmes éléments combinés dans les mêmes proportions en
masse ».
On peut, par exemple, mesurer que, quelle que soit la masse d’eau
considérée, le rapport entre la masse d’hydrogène et la masse
d’oxygène entrant dans sa composition est toujours de 1 pour 8.
Considérer le tableau de la relation d’association de l’hydrogène et
d’oxygène dans la composition de l’eau.
Masse Masse Masse de Rapport en
Expérience
utilisée (g) restante (g) l’eau (g) masse de H : O
H O H O
1 2 16 18 1:8
2 3 16 1 18 1:8
3 4 16 2 18 1:8

Exemple de calcul des proportions définies

Exemple
Quelles masses du fer (Fe) et du soufre (S) qui s’unissent pour former
44 g du sulfure de fer (II). Le rapport entre la masse du fer et du soufre
entrant dans sa composition est de 7 : 4.

81
 III. Structure atomique

Solution
La réaction s’écrit : Fe + S 
 FeS
56 g 32 g 88 g
= =
m Fe  m S  44 g
56 g  44 g
 m (Fe) = = 28 g
88 g
32 g  44 g
 m (S) = = 16 g
88 g

III. Loi des proportions multiples

La loi des proportions multiples est une loi énoncée par John Dalton,
en 1803 : « Quand deux éléments se combinent pour former une série
de composés, les masses d’un des deux éléments qui se combinent
avec une masse donnée de l’autre élément forment un rapport dont les
termes sont des petits nombres entiers. »
Si deux corps simples A et B forment plusieurs composés AB1, AB2,
les proportions peuvent être :

Si A constant, B1 et B2 ont des rapports de nombres

entiers petits.
A + B
Si B constant, A1 et A2 ont des rapports de nombres
entiers petits.

Exemple : Déterminer les différentes proportions d’oxygène par

rapport à l’azote dans NO, NO2 et N2O3. (Données : N = 14 ; O = 16)
 Considérer que la masse de l’azote (N) est constante, les
proportions en masse d’oxygène dans NO, NO2 et N2O3 les
suivantes :
O O2 O 16 32 48
: : 3  : : d’où 2 : 4 : 3
N N N2 14 14 32

Règle d’utilisation la loi des proportions multiples

a) On peut utiliser une masse constante de n’importe quel élément tel
que A et B se combinent ensemble.
- si on choisit A constant, il faut prendre les proportions en masse
de B.
- si on choisit B constant, il faut prendre les proportions en masse
de A.

82
 III. Structure atomique

b) On peut prendre n'importe quelle masse constante de l'élément

choisi, la réponse est toujours la même (on préfère utiliser 1 g pour
la masse constante)
c) On pourrait obtenir deux bonnes réponses.
d) En général, les proportions multiples ne sont lies qu’à deux
éléments.
Exemple 1 :
FeO Fe2O3
77,78 70
Fe (g) 77,78 1 70 1
22,22 30
22,22 30
O (g) 22,22 1 30 1
77,78 70

Exprimées par rapport à une masse constante de 1 g de fer, les

22,22 30
différentes proportions en masse d’oxygène est : =2:3
77,78 70
Ramenées à une masse constante de 1 g d’oxygène, les différentes
77,78 70
proportions en masse de fer est : =3:2
22,22 30
Ces résultats sont bien conformes à la loi des proportions multiples.
Exemple 2 :
Na2CO3 peut former 2 espèces de sels précipités, chaque espèce
constitue de l’eau précipitée de 63% et 14,52% en masse. Démontrer
que ces données confirment la loi des proportions multiples.
Représentation du tableau
Sel précipité 1 Sel précipité 2
eau 63 14,52
63 1 14,52 1
précipitée 37 85,48
sel 37 85,48
37 1 85,48 1
anhydre 63 14,52

Exprimées par rapport à une masse constante de 1 g d’eau précipitée,

les différentes proportions en masse de sel anhydre est :
37 85,48
: = 1 : 10
63 14,52
Ramenées à une masse constante de 1 g de sel anhydre, les différentes
63 14,52
proportions en masse d’eau précipitée est : = 10 : 1
37 85,48
Ces résultats sont bien conformes à la loi des proportions multiples.

83
 III. Structure atomique

IV. Loi d’Avogadro

Fig 10.3 Montage volume pression

En 1811, le physicien et chimiste italien Amedeo Avogadro (1776-

1865), a découvert une loi appelée loi d’Avogadro. Cette loi énonce
que : « dans les mêmes conditions de température et de pression, des
volumes égaux de gaz différents contiennent le même nombre de
molécules ».
Exemple : Dans les mêmes conditions, 1 litre de chacun des gaz
suivants, O2, H2, HCℓ, CH4, possède le même nombre de molécules.

L’hypothèse d’Avogadro confirme la loi volumique des combinaisons

gazeuses de Gay Lussac par des volumes égaux de gaz dans les
mêmes conditions contiennent le même nombre de molécules. On peut
encore utiliser cette hypothèse pour écrire les réactions chimiques et
déterminer la formule des molécules gazeuses.
22,4 dm3 de H2 gazeux possède 6,02  1023 molécules
22,4 dm3 d’He gazeux possède 6,02  1023 atomes
22,4 dm3 de Cℓ2 gazeux possède 6,02  1023 molécules
À partir des lois d’Avogadro et de Gay Lussac, on peut calculer :
- La quantité de gaz dans les réactions chimiques.
- La formule des molécules.

84
 III. Structure atomique

Exemple (1)
En faisant réagir 10 cm3 d’un gaz A avec un excès de gaz B. Quel
volume de gaz C obtient-on ?
L’équation de réaction étant : 2A + 3B   4 C

Solution
2A + 3B 
 4 C
2V 4V 4 V  10 cm 3
=  x= = 20 cm3
10 cm 3 x 2V

Exemple (2)
La décomposition de 50 cm3 d’un gaz d’oxyde de chlore CℓxOy par la
chaleur donne 50 cm3 du dichlore (Cℓ2) et 25 cm3 du dioxygène (O2),
tous les volumes sont mesurés dans les mêmes conditions de
température et de pression. Déterminer la formule de cet oxyde de
chlore.
Solution
Dans la molécule d’oxyde de chlore CℓxOy :
x est le nombre d’atomes de chlore (Cℓ)
y est le nombre d’atomes d’oxygène (O)
L’équation de la réaction s’écrit : CℓxOy (g)  
 Cℓ2(g) + O2(g)
D’après la loi de Gay Lussac on a :
50 cm3   50 cm
3
25 cm3
ou 2 cm3  2 cm
3
1 cm3
D’après la loi d’Avogadro :
2 molécules 2 molécules 1 molécule
L’équation équilibrée est donc : 2 CℓxOy  
 2 Cℓ2(g) + O2(g)
Déterminer la valeur de x
D’après la formule : 2 CℓxOy  
 2 Cℓ2(g)
on a 2x = 2  2  x = 2
Déterminer la valeur de y
D’après la formule : 2 CℓxOy  
 1 O2
on a 2y = 1  2  y=1
La formule de ce gaz est : Cℓ2O

V. Loi de Gay Lussac

En 1809, le physicien français, Gay Lussac (1778-1850), a découvert la
loi volumétrique des combinaisons gazeuses : « Quant deux gaz se
combinent entre eux, les volumes sont, entre eux, dans des rapports
85
 III. Structure atomique

simples, et sont dans des rapports simples avec le volume du composé

obtenu pris à l’état gazeux ».
Cette réglementation peut créer un tableau comparatif suivant :

Volume des réactifs gazeux Volume de produits Rapport

gazeux volumique
H2 1 cm3 Cℓ2 1 cm3 HCℓ 2 cm3 1:1:2
N2 1 cm3 H2 3 cm3 NH3 2 cm3 1:3:2
NO 2 cm3 O2 1 cm3 NO2 2 cm3 2:1:2
H2 2 cm3 O2 1 cm3 H2O 2 cm3 2:1:2

Exemple : N2 + H2 
 NH3
1ère expérience 30 cm3
90 cm3
60 cm3
(mesurés dans les mêmes conditions)
Rapport volumique 1 : 3 : 2
2ème expérience 4L 12 L 8L
1 : 3 : 2
L’équation équilibrée est donc : N2 + 3 H2  2 NH3

Les principales caractéristiques des lois de Gay Lussac et d’Avogadro :

Les volumes des réactifs gazeux peuvent être égaux ou non aux
volumes des produits gazeux dans les réactions chimiques, par
exemple :
H2(g) + I2(g)   2 HI(g) 2 CO(g) + O2(g)  2 CO2 (g)
1 1 = 2 2 1 2
2 = 2 3  2

Les rapports volumiques des gaz sont égaux aux rapports des nombres
de moles dans la même réaction chimique, par exemple :
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Rapports volumiques 1 3 2
Rapports des nombres de moles 1 3 2

Exemple
On donne la réaction suivante 3X + 2Y   6 Z
3 3
On fait réagir 15 cm du gaz X avec 30 cm du gaz Y. Calculer :
a) le volume du gaz Z obtenu.
b) le volume du gaz Y utilisé dans la réaction.

86
 III. Structure atomique

Solution
3X + 2Y  6 Z
3V 2V 6V
= =
15 cm 3 Y Z
6 V  15 cm 3 2 V  15 cm 3
a) Z = = 30 cm3 b) Y = = 10 cm3
3V 3V

 ---- 

1. Quand on fait chauffer un mélange de 10 g de zinc (Zn) et 2 g de soufre

(S), il y a formation de sulfure de zinc (ZnS). Après la réaction, il reste
5,92 g de zinc. Quelle masse de sulfure de zinc obtenu ?
2. On fait réagir une masse de 3 g d’un corps A avec 10 cm3 d’une solution
B de densité 0,99 g/cm3. On obtient une solution C de masse 12,7 g et un
gaz D qui se dégage, en respectant la loi de conservation de masse,
quelle est la masse du gaz D dégagé ?
3. Un composé de sulfure de fer contient 65% en masse de fer, si on fait
réagir 10 g de fer et 10 g de soufre
a) Quel est le réactif restant en excès ? Quelle est sa masse ?
b) Quel est le produit formé ? Quelle est sa masse ?
4. La combustion de 0,455 g de magnésium (Mg) avec 2,315 g de
dioxygène (O2) fournit d’oxyde de magnésium (MgO). Après la réaction,
il reste 2,025 g de dioxygène, quelle est la masse de cet oxyde de
magnésium ?
5. En faisant passer 0,25 g du dihydrogène (H2) gazeux au-dessus de 7,25 g
d’oxyde de fer (FeO), porté à haute température. On obtient 5,25 g du fer
et 2,25 g d’eau. Démontrer si cette réaction respecte ou non la loi de
conservation de masse ?
6. Quand on fait chauffer un mélange de 7,12 g de magnésium (Mg) et 1,8 g
de dibrome (Br2), il y a formation de 2,07 g du bromure de magnésium
(MgBr2). Calculer la masse restante de magnésium dans cette réaction.
7. La combustion de 2,58 g de magnésium (Mg) avec 1,6 g de dioxygène
(O2) fournit 4 g d’oxyde de magnésium (MgO). Après la réaction, il reste
0,18 g de magnésium. Cette réaction respecte-t-elle la loi de conservation
de masse ? Pourquoi ?

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 III. Structure atomique

8. La réaction de 2,86 g du carbonate de sodium (Na2CO3) avec 0,73 g

d’acide chlorhydrique (HCℓ) donne 1,98 g de sel de cuisine ; si cette
réaction respecte la loi de conservation de masse, quelle masse de
dioxyde de carbone (CO2) dégagé ?
9. Trois élèves préparent chacun du sulfure de fer (FeS). Les résultats
obtenus sont dans le tableau ci-dessous :
Élève masse de Fe utilisé (en g) masse de FeS utilisé (en g)
1 5,6 8,8
2 11,2 20,8
3 8,4 14,5

Quelle expérience respecte la loi de conservation de masse ?

a) élève 1 et 2
b) élève 2 et 3
c) élève 1 et 3
d) seul l’élève 1

 ---- 

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