La transformation chimique en 4e : réactifs, produits, équation, conservation de la masse

Ce qui change vraiment

Faites fondre un glaçon : vous obtenez de l’eau, que vous pouvez recongeler pour retrouver un glaçon. Faites brûler une allumette : vous obtenez de la fumée, de la cendre, un bout de bois noirci, et aucun moyen de refaire l’allumette. Dans le premier cas, la matière a changé d’aspect ; dans le second, elle a changé de nature. C’est la différence entre une transformation physique et une transformation chimique, et c’est le cœur de la chimie de 4e.

Les transformations chimiques sont partout : la combustion qui chauffe la maison, la digestion, la rouille sur un vélo, la cuisson d’un gâteau, la pile qui se vide, la photosynthèse des plantes, le ciment qui durcit, le médicament qui agit. Chacune fait disparaître des substances et en fait apparaître d’autres. Le chimiste les décrit avec un vocabulaire précis (réactifs, produits), les résume par une équation, et vérifie un principe qui ne souffre aucune exception : rien ne se perd, rien ne se crée.

Cette page définit la transformation chimique et la distingue de la transformation physique, présente le vocabulaire et les indices qui la révèlent, explique la conservation de la masse et son expérience fondatrice, puis apprend à écrire et équilibrer une équation pas à pas. La combustion, transformation chimique de référence du programme, a sa propre page ; ici, on en tire les principes généraux.

Transformation physique ou chimique ?

Une transformation physique modifie l’état, la forme, la température ou la répartition d’une substance, mais pas la substance elle-même. Les changements d’état (fusion, vaporisation…), la dissolution (le sel dans l’eau), la déformation (plier un fil), le mélange (huile et vinaigre) sont physiques : les molécules restent les mêmes, et l’on peut en général revenir en arrière (recongeler, évaporer l’eau pour récupérer le sel, séparer l’huile).

Une transformation chimique modifie la nature des substances : les molécules des réactifs sont détruites et de nouvelles molécules, celles des produits, sont formées. La combustion, la rouille, la cuisson, l’action d’un acide sur un métal, la photosynthèse sont chimiques. Le retour en arrière est en général impossible directement : on ne « décuit » pas un œuf, on ne « débrûle » pas du bois.

Critère	Transformation physique	Transformation chimique
Nature des substances	inchangée	de nouvelles substances apparaissent
Molécules	les mêmes, autrement disposées	détruites et reformées différemment
Réversibilité	souvent facile (recongeler, évaporer)	en général impossible directement
Exemples	fusion, ébullition, dissolution, mélange, déformation	combustion, rouille, cuisson, acide sur métal, respiration
Test de preuve	les propriétés (température d’ébullition, masse volumique) sont celles de la substance de départ	un test caractéristique révèle un produit nouveau (eau de chaux, détonation…)
Masse	conservée	conservée aussi (loi de Lavoisier)

La dernière ligne surprend souvent : la masse se conserve dans les deux cas. Ce n’est donc pas la masse qui distingue les deux types de transformation, mais la nature des substances. Et la dissolution, qui semble faire « disparaître » le sucre, est bien physique : le sucre est toujours là, invisible, et l’évaporation le restitue.

Réactifs, produits et indices

Le vocabulaire est précis. Les réactifs sont les substances présentes au départ et qui réagissent : elles disparaissent, entièrement ou en partie. Les produits sont les substances formées : elles n’existaient pas avant. Une substance présente qui ne participe pas (l’azote de l’air dans une combustion, l’eau qui sert de solvant) n’est ni réactif ni produit : c’est un spectateur.

Le bilan de la transformation s’écrit d’abord avec des mots, réactifs à gauche, produits à droite, séparés par une flèche qui signifie « se transforment en » :

$$\text{carbone}+\text{dioxygène}\to \text{dioxyde de carbone}$$

Comment sait-on qu’une transformation chimique a eu lieu ? Il existe des indices et il existe des preuves. Les indices : un changement de couleur (le fer qui rouille, une pomme qui brunit, le cuivre qui verdit) ; un dégagement gazeux (bulles dans le vinaigre sur du bicarbonate, effervescence d’un comprimé) ; l’apparition d’un solide dans un liquide (un précipité) ; une odeur nouvelle (œuf pourri, brûlé) ; de la lumière (flamme, feu d’artifice) ; un fort dégagement ou une absorption de chaleur (réaction exothermique ou endothermique). Ces indices sont de bons signaux, mais chacun peut tromper : l’eau qui bout fait des bulles sans transformation chimique, la dissolution de la soude chauffe sans réaction au sens strict.

La preuve est un test caractéristique qui identifie un produit nouveau : l’eau de chaux qui se trouble prouve le dioxyde de carbone ; la détonation d’une flamme prouve le dihydrogène ; le sulfate de cuivre anhydre qui bleuit prouve l’eau ; une solution d’hydroxyde de sodium qui fait apparaître un précipité coloré prouve certains ions métalliques (vu en 3e). Si le produit n’était pas là au départ et qu’il est là à la fin, la transformation est chimique. La page sur les tests de reconnaissance détaille chacun de ces protocoles.

Exemple 1 — Physique ou chimique ?

Classer : de l’eau qui bout ; du sucre qui caramélise ; du beurre qui fond ; un clou qui rouille ; un comprimé effervescent dans l’eau ; du sel qui se dissout ; une pomme coupée qui brunit ; de l’essence qui s’évapore.

Physiques : eau qui bout (vaporisation), beurre qui fond (fusion, il redurcit au frigo), sel qui se dissout (on le récupère en évaporant), essence qui s’évapore (la vapeur est toujours de l’essence). Chimiques : sucre qui caramélise (le caramel n’est plus du sucre, il a bruni et changé de goût), clou qui rouille (la rouille, oxyde de fer, n’est plus du fer), comprimé effervescent (le gaz, du CO₂, n’existait pas dans le comprimé : c’est une réaction entre le bicarbonate et l’acide citrique), pomme qui brunit (oxydation par le dioxygène de l’air).

La conservation de la masse

Quand une bûche de 2 kg brûle, il reste 40 g de cendres. Quand un clou rouille, il devient plus lourd. Quand un comprimé effervescent se dissout dans un verre, la masse du verre diminue. Ces trois observations semblent contradictoires ; elles ont une explication unique : la masse totale des substances se conserve, à condition de tout compter, gaz compris.

C’est la loi de conservation de la masse, ou loi de Lavoisier : au cours d’une transformation chimique, la masse totale des réactifs qui disparaissent est égale à la masse totale des produits qui apparaissent. La bûche perd 1,96 kg parce que le CO₂ et la vapeur d’eau partent dans l’air, emportant aussi la masse du dioxygène consommé ; le clou rouillé pèse plus parce qu’il a fixé du dioxygène de l’air ; le verre perd la masse du gaz qui s’échappe. Dans un récipient fermé, rien ne bouge.

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

Pourquoi cette loi est-elle vraie ? Parce qu’une transformation chimique ne fait que réarranger des atomes : ceux des réactifs se séparent et se recombinent pour former les produits. Aucun atome n’est créé ni détruit ; chaque atome a une masse fixe ; la masse totale ne peut donc pas changer. C’est le lien entre le monde visible (la balance) et le monde invisible (les atomes) que le modèle des atomes et des molécules rend compréhensible.

Exemple 2 — Le clou qui grossit

Un clou en fer de 5,60 g est laissé plusieurs semaines dehors. Bien rouillé, il pèse 6,80 g. D’où vient la masse supplémentaire ? Quelle masse de dioxygène a réagi ?

La rouille est un oxyde de fer : le fer s’est combiné au dioxygène de l’air (et à l’humidité). La masse gagnée est celle du dioxygène fixé : 6,80 − 5,60 = 1,20 g. Conservation de la masse : 5,60 g de fer + 1,20 g de dioxygène = 6,80 g de rouille (en supposant tout le fer transformé). Rien n’est apparu de nulle part : le clou a « pris » de la matière à l’air.

Exemple 3 — Le comprimé effervescent

Un verre d’eau pèse 210,0 g ; un comprimé effervescent 3,2 g. Après dissolution complète, l’ensemble pèse 212,2 g. Interpréter.

Masse attendue sans perte : 213,2 g. Masse constatée : 212,2 g. Différence : 1,0 g, qui est la masse du dioxyde de carbone formé par la réaction entre le bicarbonate et l’acide du comprimé et parti dans l’air. La masse ne s’est pas volatilisée : elle est dans le gaz. Dans une bouteille fermée, on lirait 213,2 g (et la bouteille serait sous pression).

L’équation de réaction

Le bilan en mots dit quelles substances réagissent ; l’équation de réaction dit en plus combien de molécules de chacune, grâce aux formules. Elle se construit en trois temps.

Premier temps : les formules. On remplace chaque nom par sa formule chimique, qui indique les atomes de la molécule et leur nombre. Les formules à connaître en 4e : dioxygène O₂, dihydrogène H₂, diazote N₂, eau H₂O, dioxyde de carbone CO₂, monoxyde de carbone CO, méthane CH₄, butane C₄H₁₀, carbone C, fer Fe. Le petit chiffre en bas à droite (indice) compte les atomes dans la molécule : CO₂ contient 1 C et 2 O. On ne change jamais une formule.

Deuxième temps : le comptage. On compte les atomes de chaque sorte à gauche et à droite de la flèche. S’ils sont égaux, l’équation est équilibrée (on dit aussi ajustée). Sinon, elle viole la conservation des atomes et il faut passer au troisième temps.

Troisième temps : les nombres stœchiométriques. On place des nombres devant les formules pour indiquer combien de molécules interviennent. « 2 H₂O » signifie deux molécules d’eau, soit 4 H et 2 O. On ajuste ces nombres jusqu’à l’égalité des comptes, sans jamais toucher aux indices.

$${\mathrm{CH}}_4+2{\mathrm{O}}_2\to {\mathrm{CO}}_2+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

Quelques équations à connaître ou à savoir retrouver en 4e :

$$\begin{array}{l}\mathrm{C}+{\mathrm{O}}_2\to {\mathrm{CO}}_2\text{(combustion du carbone)}\\ 2{\mathrm{H}}_2+{\mathrm{O}}_2\to 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\text{(combustion du dihydrogène)}\\ 4\mathrm{Fe}+3{\mathrm{O}}_2\to 2{\mathrm{Fe}}_2{\mathrm{O}}_3\text{(rouille, simplifiée)}\\ \mathrm{Fe}+2\mathrm{HCl}\to {\mathrm{FeCl}}_2+{\mathrm{H}}_2\text{(fer et acide chlorhydrique)}\end{array}$$

La dernière équation est celle de l’expérience de la figure : le fer réagit avec l’acide chlorhydrique pour donner du chlorure de fer (dissous, il donne à la solution une teinte verdâtre) et du dihydrogène (les bulles). En 3e, on l’écrira avec les ions : Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂, ce qui montre que l’ion chlorure est spectateur.

Exemple 4 — Vérifier et corriger

Un élève a écrit : H₂ + O₂ → H₂O. Puis : C + O₂ → CO₂. Puis : Fe + O₂ → FeO₂. Que penser de chaque équation ?

H₂ + O₂ → H₂O : 2 O à gauche, 1 à droite, non équilibrée. Correction : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. C + O₂ → CO₂ : 1 C, 2 O de chaque côté, correcte. Fe + O₂ → FeO₂ : les comptes sont bons (1 Fe, 2 O) mais la formule FeO₂ n’existe pas : l’élève a modifié une formule pour équilibrer, ce qui est interdit. Les oxydes de fer sont FeO, Fe₂O₃, Fe₃O₄ ; par exemple 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃. Une équation équilibrée avec de fausses formules est fausse.

Ce qu’une équation dit et ne dit pas

Une équation équilibrée dit quelles substances réagissent et dans quelles proportions en nombre de molécules : pour le méthane, une molécule de CH₄ pour deux de O₂. Elle permet, grâce aux masses des molécules (vues au lycée), de prévoir les masses : 16 g de méthane consomment 64 g de dioxygène et donnent 44 g de CO₂ et 36 g d’eau, 80 g de chaque côté.

Elle ne dit pas à quelle vitesse la réaction se fait (une seconde pour une explosion, des années pour la rouille), ni si elle démarre toute seule (le méthane et l’air ne réagissent pas sans étincelle), ni combien de chaleur elle libère, ni ce qui se passe dans le détail au niveau des atomes. Elle est un bilan, une photo avant et après, pas un film.

Elle ne dit pas non plus que tous les réactifs sont consommés. Si l’on met trop de l’un, il en reste à la fin : c’est le réactif en excès ; celui qui disparaît entièrement et arrête la réaction est le réactif limitant. Dans une combustion à l’air libre, le dioxygène est en excès et le combustible limitant ; dans un local fermé, c’est l’inverse, et la combustion devient incomplète.

Transformation	Réactifs	Produits	Indice visible	Test de preuve
Combustion du carbone	C, O₂	CO₂	incandescence, disparition du charbon	eau de chaux troublée
Combustion du méthane	CH₄, O₂	CO₂, H₂O	flamme bleue, buée	eau de chaux ; sulfate de cuivre bleui
Fer + acide chlorhydrique	Fe, HCl	FeCl₂, H₂	bulles, fer qui disparaît, solution verdâtre	détonation à la flamme
Bicarbonate + vinaigre	NaHCO₃, acide acétique	CO₂, eau, acétate de sodium	effervescence	eau de chaux troublée
Rouille du fer	Fe, O₂, H₂O	oxydes de fer hydratés	couleur brun-orange, gain de masse	aimant : la rouille n’est plus attirée
Photosynthèse	CO₂, H₂O (+ lumière)	glucose, O₂	croissance de la plante	dégagement de O₂ (rallume une braise)
Cuisson d’un œuf	protéines	protéines dénaturées	blanc qui devient opaque et ferme	irréversible au refroidissement

Sources : programme de cycle 4 (BO) pour les transformations au programme ; CRC Handbook pour les formules ; ouvrages de chimie générale pour les réactions du quotidien.

Un peu d’histoire

Pendant deux mille ans, la chimie est celle des alchimistes : on cherche à transformer le plomb en or, on classe les substances par leurs qualités (chaud, froid, sec, humide), et l’on ne pèse pas. La révolution vient de la balance. En 1772, Antoine Lavoisier pèse du phosphore et du soufre avant et après combustion et constate qu’ils gagnent de la masse, contrairement à ce que prédisait la théorie du phlogistique. Il comprend qu’ils fixent un constituant de l’air, qu’il nomme oxygène, et généralise : dans toute transformation, la masse se conserve. Son Traité élémentaire de chimie (1789) fonde la chimie moderne, avec une nomenclature, des expériences quantitatives et la fameuse formule, en réalité inspirée d’Anaxagore : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. » Lavoisier est guillotiné en 1794 ; le mathématicien Lagrange dira : « Il ne leur a fallu qu’un moment pour faire tomber cette tête, et cent années peut-être ne suffiront pas pour en reproduire une semblable. »

Joseph Louis Proust établit en 1799 la loi des proportions définies : un composé pur a toujours la même composition. John Dalton, en 1808, l’explique par les atomes : les éléments sont faits de particules indivisibles qui s’assemblent en proportions fixes. L’équation de réaction telle que nous l’écrivons, avec des symboles et des indices, vient de Jöns Jacob Berzelius (1813). Le mot réaction lui-même est emprunté à la mécanique : on l’emploie en chimie à partir du XVIII^e siècle pour dire que les substances « agissent l’une sur l’autre ».

Les erreurs classiques

Croire que la masse disparaît quand un gaz s’échappe. La masse est dans le gaz. En récipient fermé, la balance ne bouge pas.

Confondre la disparition avec la dissolution. Le sucre qui « disparaît » dans l’eau est toujours là (physique) ; le fer qui disparaît dans l’acide est devenu autre chose (chimique). Le test : l’évaporation restitue le sucre, pas le fer.

Modifier une formule pour équilibrer. On ajuste les nombres devant les formules, jamais les indices. H₂O₂ n’est pas de l’eau (c’est de l’eau oxygénée), FeO₂ n’existe pas.

Confondre indice et nombre stœchiométrique. Dans « 2 H₂O », le 2 devant compte les molécules, le ₂ en bas compte les atomes d’hydrogène dans chaque molécule : au total 4 H et 2 O.

Mettre un signe égal à la place de la flèche. Les réactifs ne sont pas égaux aux produits : ce sont d’autres substances. La flèche dit « se transforment en ».

Oublier le dioxygène de l’air dans le bilan. Une combustion, une rouille, une respiration font intervenir le dioxygène comme réactif même s’il est invisible et gratuit. Sans lui, le bilan de masse est faux.

Prendre un indice pour une preuve. Des bulles peuvent être de l’air dissous qui s’échappe, un changement de couleur peut être un simple mélange de colorants. Seul un test caractéristique prouve la formation d’un produit nouveau.

Exercices corrigés

Du classement des transformations aux bilans de masse et à l’équilibrage.

Exercice 1

Physique ou chimique ?

4e●○○

Pour chaque situation, dire s’il s’agit d’une transformation physique ou chimique, et justifier en une phrase :

1. La neige fond au soleil.
2. Un feu de bois brûle dans la cheminée.
3. On dissout du sucre dans du thé.
4. Une pièce de cuivre verdit avec le temps.
5. On casse une assiette.
6. Du lait tourne et devient aigre.

Voir la correction

1. Physique : fusion, c’est toujours de l’eau.
2. Chimique : le bois et le dioxygène disparaissent, CO₂, eau et cendres apparaissent.
3. Physique : dissolution, le sucre est toujours là (goût sucré, on peut l’évaporer).
4. Chimique : le vert-de-gris est une nouvelle substance formée avec l’air.
5. Physique : la céramique est la même, seule la forme change.
6. Chimique : des bactéries transforment le lactose en acide lactique, nouvelle substance.

Exercice 2

Réactifs et produits

4e●○○

On fait brûler du butane dans l’air. Les gaz recueillis troublent l’eau de chaux et une buée se forme sur une surface froide.

1. Quels sont les réactifs ? Le diazote de l’air en fait-il partie ?
2. Quels sont les produits ? Quel test prouve chacun ?
3. Écrire le bilan en mots.

Voir la correction

1. Butane et dioxygène. Le diazote est spectateur : il ne réagit pas.
2. Dioxyde de carbone (eau de chaux troublée) et eau (buée, sulfate de cuivre anhydre bleui).
3. butane + dioxygène → dioxyde de carbone + eau.

Exercice 3

Conservation de la masse

4e●●○

1. Dans un flacon fermé, on fait réagir 2,0 g de bicarbonate avec du vinaigre. La masse totale avant est 185,4 g. Que vaut-elle après ? Pourquoi ?
2. On ouvre le flacon ; la balance indique 184,4 g. Quelle masse de gaz s’est échappée ?
3. On brûle complètement 12 g de carbone ; il faut 32 g de dioxygène. Quelle masse de dioxyde de carbone se forme ?
4. Une bougie de 30 g brûle entièrement et laisse 1 g de mèche noircie. Où sont passés les 29 g ? La masse a-t-elle été conservée ?

Voir la correction

1. 185,4 g : flacon fermé, tous les produits restent à l’intérieur (loi de Lavoisier).
2. 185,4 − 184,4 = 1,0 g de dioxyde de carbone.
3. 12 + 32 = 44 g de CO₂.
4. Dans le dioxyde de carbone et la vapeur d’eau partis dans l’air, avec en plus la masse du dioxygène consommé. Oui : réactifs (cire + dioxygène) et produits (gaz + résidu) ont la même masse totale.

Exercice 4

Lire et vérifier des équations

4e●●○

Pour chaque équation, compter les atomes de chaque côté et dire si elle est équilibrée ; sinon, la corriger.

1. 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
2. Fe + HCl → FeCl₂ + H₂
3. C₃H₈ + O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O
4. 2 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃

Voir la correction

1. 4 H, 2 O des deux côtés : équilibrée.
2. Gauche : 1 Fe, 1 H, 1 Cl ; droite : 1 Fe, 2 Cl, 2 H : non. Correction : Fe + 2 HCl → FeCl₂ + H₂.
3. Gauche : 3 C, 8 H, 2 O ; droite : 3 C, 8 H, 10 O : non. Correction : C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O.
4. Gauche : 2 Fe, 6 O ; droite : 4 Fe, 6 O : non. Correction : 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃.

Exercice 5

Équilibrer

4e●●●

Équilibrer les équations suivantes en indiquant l’ordre dans lequel vous procédez :

1. Combustion de l’éthane : C₂H₆ + O₂ → CO₂ + H₂O
2. Synthèse de l’ammoniac : N₂ + H₂ → NH₃
3. Combustion du magnésium : Mg + O₂ → MgO
4. Photosynthèse : CO₂ + H₂O → C₆H₁₂O₆ + O₂

Voir la correction

1. C : 2 CO₂ ; H : 3 H₂O ; O à droite : 4 + 3 = 7 → 3,5 O₂ → × 2 : 2 C₂H₆ + 7 O₂ → 4 CO₂ + 6 H₂O.
2. N : 2 NH₃ ; H : 6 à droite → 3 H₂ : N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃.
3. O : 2 MgO ; Mg : 2 Mg : 2 Mg + O₂ → 2 MgO.
4. C : 6 CO₂ ; H : 6 H₂O ; O : gauche 12 + 6 = 18, droite 6 + 2 × n → n = 6 : 6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂.

Exercice 6

Bilan complet d’une expérience

4e●●●

On verse de l’acide chlorhydrique sur 1,12 g de poudre de fer dans un tube. Des bulles se dégagent ; au bout d’un moment, il ne reste plus de fer et la solution est verdâtre.

1. Quels indices montrent une transformation chimique ? Quel test permet d’identifier le gaz ? Quel est-il ?
2. Écrire l’équation : Fe + HCl → FeCl₂ + H₂ (à équilibrer).
3. La transformation a produit 0,04 g de dihydrogène et consommé 1,46 g d’acide chlorhydrique (HCl). Quelle masse de chlorure de fer s’est formée ?
4. Le fer a entièrement disparu, mais il reste de l’acide. Lequel des deux réactifs est limitant ? Que se passerait-il si l’on ajoutait encore du fer ?

Voir la correction

1. Indices : bulles, disparition du fer, changement de couleur. Test : une flamme à l’ouverture provoque une détonation : le gaz est le dihydrogène.
2. Fe + 2 HCl → FeCl₂ + H₂.
3. Conservation : 1,12 + 1,46 = 2,58 g de réactifs ; produits : 0,04 + m → m = 2,54 g de chlorure de fer.
4. Le fer est limitant (il a disparu) ; l’acide est en excès. Ajouter du fer relancerait la réaction jusqu’à épuisement de l’acide.

Quiz : dix questions pour vérifier

1. Une transformation chimique se reconnaît à…

   un changement d’étatl’apparition de nouvelles substancesune variation de la masse totaleun changement de forme
2. La fusion de la glace est…

   une transformation chimiqueune transformation physiqueune combustionune réaction
3. Dans une équation de réaction, les réactifs sont écrits…

   à droite de la flècheà gauche de la flèchesous la flècheentre parenthèses
4. Lors d’une transformation chimique, la masse totale…

   diminue toujoursaugmente toujoursse conservedépend de la température
5. Une bûche qui brûle semble perdre presque toute sa masse parce que…

   la masse a été détruiteles produits gazeux sont partis dans l’airle feu consomme la matièrela cendre est plus légère que le bois
6. Pour équilibrer une équation, on peut…

   modifier les indices des formulesplacer des nombres devant les formulessupprimer un produitchanger la flèche en signe égal
7. Dans « 2 H₂O », il y a au total…

   2 H et 1 O4 H et 2 O2 H et 2 O4 H et 1 O
8. L’équation correcte de la combustion du dihydrogène est…

   H₂ + O₂ → H₂O2 H₂ + O₂ → 2 H₂OH₂ + O₂ → H₂O₂H₂ + O → H₂O
9. Le test qui identifie le dihydrogène est…

   l’eau de chaux qui se troubleune petite détonation à l’approche d’une flammele sulfate de cuivre qui bleuitun aimant
10. Quand on verse de l’acide chlorhydrique sur du fer…

    rien ne se passele fer fondil se forme du dihydrogène et du chlorure de feril se forme du dioxyde de carbone

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