Réactions chimiques 3D
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Regarde les atomes se réarranger quand les liaisons se rompent et se forment
Ce que tu peux explorer
Formation de l'eau
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
Les liaisons H–H du dihydrogène et la double liaison O=O du dioxygène se rompent, puis chaque atome d'oxygène forme deux nouvelles liaisons O–H. Les nouvelles liaisons sont plus fortes que celles rompues : beaucoup d'énergie est libérée, et un mélange de dihydrogène et de dioxygène explose dès qu'on l'enflamme.
Au quotidien: Les piles à combustible et certains moteurs de fusée tirent leur énergie de cette réaction, dont le seul produit est l'eau.
Synthèse de l'ammoniac
N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
La très solide triple liaison N≡N du diazote et les liaisons H–H du dihydrogène se rompent, et chaque atome d'azote forme trois liaisons N–H. La triple liaison est si difficile à rompre que la réaction n'est assez rapide qu'avec un catalyseur ; le procédé Haber-Bosch produit ainsi l'ammoniac des engrais qui nourrissent une grande partie de l'humanité.
Au quotidien: Presque tous les engrais azotés épandus dans les champs sont fabriqués à partir de l'ammoniac issu de cette réaction.
Synthèse du chlorure d'hydrogène
H₂ + Cl₂ → 2 HCl
La lumière ou la chaleur coupe la liaison Cl–Cl en atomes de chlore (radicaux) qui déclenchent une réaction en chaîne : des liaisons H–H et Cl–Cl se rompent et des liaisons H–Cl se forment. La réaction libère de l'énergie et, sous une lumière intense, le mélange peut même exploser ; dissous dans l'eau, le chlorure d'hydrogène donne l'acide chlorhydrique.
Au quotidien: L'acide chlorhydrique sert à détartrer et à décaper les métaux, et sous forme diluée il se trouve aussi dans ton suc gastrique.
Formation du monoxyde d'azote
N₂ + O₂ → 2 NO
La triple liaison N≡N du diazote et la double liaison O=O du dioxygène se rompent, et des liaisons azote–oxygène se forment dans deux molécules de NO. Rompre ces liaisons très solides coûte plus d'énergie que n'en rendent les nouvelles : la réaction absorbe de la chaleur et ne se produit qu'à très haute température, c'est pourquoi le diazote et le dioxygène de l'air ne réagissent pas d'habitude.
Au quotidien: Le monoxyde d'azote se forme dans les éclairs et dans les moteurs chauds des voitures : c'est la première étape vers les oxydes d'azote des gaz d'échappement et du smog.
Formation du dioxyde d'azote
2 NO + O₂ → 2 NO₂
La double liaison O=O du dioxygène se rompt et chaque molécule de NO fixe un atome d'oxygène supplémentaire par une nouvelle liaison azote–oxygène. La réaction se fait spontanément dès la température ambiante et libère de la chaleur : le NO incolore devient du NO₂, un gaz brun-roux et toxique.
Au quotidien: La brume brunâtre au-dessus des villes encombrées les jours de smog est en partie du NO₂ issu des gaz d'échappement, qui contribue aussi aux pluies acides.
Oxydation du dioxyde de soufre
2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃
La double liaison O=O du dioxygène se rompt et chaque molécule de SO₂ gagne un troisième atome d'oxygène par une nouvelle liaison soufre–oxygène. La réaction libère de la chaleur et est réversible, c'est pourquoi l'industrie l'accélère avec un catalyseur, l'oxyde de vanadium(V) ; c'est l'étape clé du procédé de contact qui produit l'acide sulfurique.
Au quotidien: L'acide sulfurique ainsi produit sert aux engrais et aux batteries de voiture, et la même oxydation du SO₂ dans l'air contribue aux pluies acides.
Combustion du monoxyde de carbone
2 CO + O₂ → 2 CO₂
La double liaison O=O du dioxygène se rompt et chaque molécule de CO capte un atome d'oxygène ; le carbone porte alors deux doubles liaisons C=O dans la molécule linéaire de CO₂. Le CO brûle avec une flamme bleue en libérant beaucoup de chaleur, et le CO toxique devient du CO₂, bien moins dangereux.
Au quotidien: Le pot catalytique des voitures utilise cette réaction pour éliminer le monoxyde de carbone toxique des gaz d'échappement.
Formation de l'acide carbonique
CO₂ + H₂O → H₂CO₃
Une molécule d'eau se fixe sur l'atome de carbone du CO₂ : une double liaison C=O devient simple, une liaison O–H de l'eau se rompt et son hydrogène passe sur un oxygène, si bien que H₂CO₃ porte deux groupes O–H. C'est un équilibre très déplacé vers les réactifs : la plupart du CO₂ reste simplement dissous et seule une petite partie forme de l'acide carbonique, qui rend la solution légèrement acide.
Au quotidien: Les boissons gazeuses ont un goût légèrement acide grâce à l'acide carbonique, et à l'ouverture de la bouteille le CO₂ dissous s'échappe en bulles.
Décomposition du peroxyde d'hydrogène
2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂
La faible liaison simple O–O et certaines liaisons O–H de H₂O₂ se rompent ; les atomes se réorganisent en molécules d'eau avec de nouvelles liaisons O–H et en une molécule de dioxygène à double liaison O=O. Seule, la réaction est lente, mais un catalyseur comme le dioxyde de manganèse ou l'enzyme catalase l'accélère énormément, et le dioxygène libéré fait mousser le mélange.
Au quotidien: Quand tu verses de l'eau oxygénée sur une écorchure, elle mousse parce que la catalase du sang la décompose en eau et en dioxygène.
Électrolyse de l'eau
2 H₂O → 2 H₂ + O₂
Le courant électrique fournit l'énergie nécessaire pour rompre les liaisons O–H de l'eau ; les atomes d'hydrogène s'associent par des liaisons H–H et les atomes d'oxygène par une double liaison O=O. C'est l'inverse de la formation de l'eau : elle demande au moins autant d'énergie que n'en libère la combustion du dihydrogène ; le dihydrogène se forme à la cathode et le dioxygène à l'anode, dans un rapport de volumes 2 : 1.
Au quotidien: Les électrolyseurs alimentés par l'électricité solaire ou éolienne produisent ainsi de l'hydrogène « vert », un carburant propre.
Décomposition de l'ozone
2 O₃ → 3 O₂
Dans l'ozone, trois atomes d'oxygène sont liés par deux liaisons plus faibles que la double liaison O=O ; la lumière UV les rompt et les atomes libérés se réorganisent en trois molécules de O₂ à double liaison O=O. Au total, de l'énergie est libérée, et dans la couche d'ozone les molécules d'ozone absorbent en se brisant le dangereux rayonnement ultraviolet du Soleil.
Au quotidien: La couche d'ozone, haut dans la stratosphère, te protège ainsi des coups de soleil et des lésions de la peau dues aux UV.
Dissociation du tétraoxyde de diazote
N₂O₄ → 2 NO₂
La liaison N–N, assez faible, au centre de la molécule de N₂O₄ se rompt, ce qui donne deux molécules de NO₂ ; aucune nouvelle liaison ne se forme, donc la réaction absorbe de l'énergie. C'est un équilibre réversible : le chauffage le déplace vers le NO₂ brun, le refroidissement fait revenir le N₂O₄ incolore – une démonstration classique du principe de Le Chatelier.
Au quotidien: Au labo, un tube scellé contenant ce gaz fonce dans l'eau chaude et pâlit dans l'eau glacée ; le N₂O₄ sert aussi d'oxydant dans les moteurs d'engins spatiaux.
Combustion du méthane
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
Les quatre liaisons C–H du méthane et les doubles liaisons O=O de deux molécules de dioxygène se rompent ; le carbone forme deux doubles liaisons C=O dans le CO₂ et les hydrogènes des liaisons O–H dans deux molécules d'eau. Ensemble, les nouvelles liaisons sont bien plus fortes que celles rompues, donc beaucoup de chaleur est libérée : c'est pourquoi le gaz naturel est un si bon combustible.
Au quotidien: La flamme bleue d'une gazinière ou d'une chaudière, c'est le méthane du gaz naturel qui brûle.
Combustion de l'éthane
2 C₂H₆ + 7 O₂ → 4 CO₂ + 6 H₂O
Dans chaque molécule d'éthane, la liaison C–C et six liaisons C–H se rompent, ainsi que les liaisons O=O du dioxygène ; les atomes de carbone se retrouvent dans le CO₂ (liaisons C=O) et les atomes d'hydrogène dans l'eau (liaisons O–H). Deux molécules d'éthane demandent sept molécules de dioxygène et, comme toute combustion d'alcane, la réaction libère beaucoup de chaleur.
Au quotidien: L'éthane est, après le méthane, le constituant le plus abondant du gaz naturel : il brûle avec lui dans les gazinières et les centrales.
Combustion du propane
C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O
Les deux liaisons C–C et les huit liaisons C–H du propane se rompent, ainsi que les liaisons O=O de cinq molécules de dioxygène ; il se forme trois molécules de CO₂ à doubles liaisons C=O et quatre molécules d'eau à liaisons O–H. Le propane se liquéfie facilement sous une pression modérée, si bien qu'une petite bouteille de gaz contient beaucoup d'énergie.
Au quotidien: Les réchauds de camping, les barbecues à gaz et les voitures au GPL brûlent du propane (souvent mélangé à du butane).
Combustion de l'éthanol
C₂H₅OH + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O
Les liaisons C–C, C–H, C–O et O–H de l'éthanol se rompent, ainsi que les liaisons O=O de trois molécules de dioxygène ; les atomes se recombinent en deux molécules de CO₂ (liaisons C=O) et trois molécules d'eau (liaisons O–H). Comme l'éthanol contient déjà un atome d'oxygène, il lui faut moins de dioxygène qu'à l'éthane, et il brûle avec une flamme bleue propre, presque invisible.
Au quotidien: L'éthanol brûle dans les lampes à alcool du labo, dans les desserts flambés et sous forme de bioéthanol mélangé à l'essence.
Combustion de l'octane
2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O
Chaque molécule d'octane perd ses sept liaisons C–C et ses dix-huit liaisons C–H, et les liaisons O=O du dioxygène se rompent aussi ; les atomes forment du CO₂ à doubles liaisons C=O et de l'eau à liaisons O–H. Deux molécules d'octane exigent 25 molécules de dioxygène : si l'air manque, il se forme du monoxyde de carbone toxique ou de la suie au lieu du CO₂.
Au quotidien: Chaque fois qu'une voiture à essence roule, l'octane et des hydrocarbures semblables brûlent ainsi dans les cylindres du moteur.
Respiration cellulaire
C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O
Globalement, les liaisons C–C, C–H, C–O et O–H du glucose et les liaisons O=O du dioxygène se rompent, et les atomes se retrouvent dans le CO₂ et l'eau. Dans la cellule, cela ne se fait pas d'un coup comme dans une flamme, mais en de nombreuses étapes contrôlées par des enzymes, surtout dans les mitochondries, et une partie de l'énergie libérée est stockée dans l'ATP ; l'appli ne montre que l'équation bilan.
Au quotidien: À chaque inspiration, tu apportes le dioxygène de cette réaction, et le CO₂ que tu expires en est l'un des produits.
Photosynthèse
6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂
Globalement, les liaisons C=O du dioxyde de carbone et les liaisons O–H de l'eau se rompent ; de nouvelles liaisons C–C, C–H, C–O et O–H se forment dans le glucose, tandis que les atomes d'oxygène de l'eau s'associent en O₂. L'énergie vient de la lumière captée par la chlorophylle dans les chloroplastes et se retrouve stockée dans les liaisons du glucose ; en réalité, c'est une longue chaîne d'étapes enzymatiques, et l'appli ne montre que l'équation bilan.
Au quotidien: Chaque feuille verte fabrique ainsi du sucre, et le dioxygène que tu respires a été libéré par les plantes et les algues.
Chloration du méthane
CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl
La lumière UV coupe la liaison Cl–Cl en deux radicaux chlore qui déclenchent une réaction en chaîne : une liaison C–H du méthane se rompt, une liaison C–Cl se forme à sa place et l'hydrogène arraché forme H–Cl. C'est une substitution radicalaire – un atome d'hydrogène est remplacé par un atome de chlore ; avec plus de dichlore, la substitution se poursuit jusqu'à CH₂Cl₂, CHCl₃ et CCl₄.
Au quotidien: Le chlorométhane sert surtout à fabriquer des silicones, comme le joint autour de la baignoire ou les moules à gâteau souples.
Hydrogénation de l'éthène
C₂H₄ + H₂ → C₂H₆
À la surface du catalyseur métallique, la liaison H–H se rompt et l'une des deux liaisons de la double liaison C=C s'ouvre ; chaque atome de carbone forme alors une nouvelle liaison C–H et il reste une liaison simple C–C. C'est une addition : deux molécules s'unissent en une seule sans rien perdre, et l'éthène insaturé devient de l'éthane saturé.
Au quotidien: Le même type de réaction, avec un catalyseur au nickel, durcit les huiles végétales liquides en graisses solides, par exemple pour la margarine.
Bromation de l'éthène
C₂H₄ + Br₂ → C₂H₄Br₂
La liaison Br–Br se rompt et l'une des deux liaisons de la double liaison C=C s'ouvre ; chaque atome de carbone fixe alors un atome de brome par une nouvelle liaison C–Br. Comme le dibrome, orange-brun, est consommé, la couleur disparaît : c'est un test rapide qui révèle une double liaison C=C.
Au quotidien: Au labo, la décoloration de l'eau de brome est le test classique pour distinguer les alcènes des alcanes.
Hydratation de l'éthène
C₂H₄ + H₂O → C₂H₅OH
L'une des deux liaisons de la double liaison C=C s'ouvre et une liaison O–H de la molécule d'eau se rompt ; un carbone reçoit un atome d'hydrogène (nouvelle liaison C–H) et l'autre un groupe OH (nouvelle liaison C–O). Cette addition transforme l'éthène issu du pétrole en éthanol : c'est la principale voie de production de l'éthanol de synthèse.
Au quotidien: L'éthanol obtenu ainsi sert de solvant et entre dans les désinfectants, les cosmétiques et les peintures, pas dans les boissons.
Estérification de l'acide acétique
CH₃COOH + C₂H₅OH → CH₃COOC₂H₅ + H₂O
La liaison C–O vers le groupe OH de l'acide acétique et la liaison O–H de l'éthanol se rompent ; le OH de l'acide et le H de l'alcool partent sous forme d'une molécule d'eau, et une nouvelle liaison C–O unit les deux parties en un ester, l'acétate d'éthyle. La réaction est réversible et conduit à un équilibre presque sans échange de chaleur ; l'acide sulfurique concentré l'accélère et capte l'eau, ce qui déplace l'équilibre vers l'ester.
Au quotidien: L'acétate d'éthyle sent le fruit et sert de solvant dans certains dissolvants pour vernis et certaines colles ; des esters semblables donnent leur arôme aux fruits.
Questions fréquentes
Qu’est-ce que Réactions chimiques 3D ?
Réactions chimiques 3D est une simulation interactive gratuite de StudyFi Lab. Elle fonctionne directement dans le navigateur, sans inscription ni installation. Regarde les atomes se réarranger quand les liaisons se rompent et se forment
Réactions chimiques 3D est-il gratuit ?
Oui. Réactions chimiques 3D est entièrement gratuit. Il fonctionne dans le navigateur sur ordinateur, tablette et téléphone, sans compte.
Que puis-je explorer dans Réactions chimiques 3D ?
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