3P2 Physique chimie LES TRANSFORMATIONS de la matière

  

PHYSIQUE-CHIMIE — CLASSE DE 3ᵉ

Les transformations chimiques

Cours de révision — préparation au Diplôme National du Brevet (DNB)

Chapitre 1 · Identifier et interpréter une transformation chimique

Chapitre 2 · Les propriétés acido-basiques d'une solution

+ Fiche de révision express  •  Quiz corrigé  •  Exercice guidé façon brevet

Sessions du brevet 2026 / 2027

 

Sommaire

Chapitre 1 — Identifier et interpréter une transformation chimique

1. Molécules, atomes et ions

2. Les transformations chimiques

3. Exercice résolu — Ajuster une équation de combustion

Chapitre 2 — Les propriétés acido-basiques d'une solution

1. Le pH et sa mesure

2. Réactions entre solutions acides et basiques

3. Réactions entre solutions acides et métaux (et le cas du calcaire)

Fiche de révision express

Quiz (QCM + questions courtes, corrigé inclus)

Exercice guidé façon brevet — Les pluies acides et le calcaire

 

Chapitre 1 — Identifier et interpréter une transformation chimique

Objectifs du chapitre : savoir décrire la matière à l'échelle microscopique (atomes, molécules, ions) et reconnaître, écrire et ajuster l'équation d'une transformation chimique.

1. Molécules, atomes et ions

1.1 L'atome

📘  Définition Un atome est la plus petite particule de matière qui garde l'identité chimique d'un élément. Il est constitué : ●        d'un noyau (au centre), contenant des protons (charge +) et des neutrons (charge neutre) ; ●        d'électrons (charge −), qui se déplacent autour du noyau. Un atome est électriquement neutre : il possède autant d'électrons que de protons.

 

De gauche à droite : modèle simplifié de l'atome, de la molécule et de l'ion.

Chaque élément chimique est représenté par un symbole chimique : une majuscule, éventuellement suivie d'une minuscule.

Élément	Symbole	Élément	Symbole
Hydrogène	H	Azote	N
Carbone	C	Chlore	Cl
Oxygène	O	Sodium	Na
Soufre	S	Fer	Fe
Calcium	Ca	Cuivre	Cu

 

1.2 La molécule

📘  Définition Une molécule est un groupe de plusieurs atomes liés entre eux. Elle est représentée par une formule chimique indiquant la nature et le nombre de chaque atome (en indice).

 

Molécule	Formule	Atomes qui la composent
Dioxygène	O₂	2 atomes d'oxygène
Dihydrogène	H₂	2 atomes d'hydrogène
Eau	H₂O	2 atomes d'hydrogène + 1 atome d'oxygène
Dioxyde de carbone	CO₂	1 atome de carbone + 2 atomes d'oxygène
Méthane	CH₄	1 atome de carbone + 4 atomes d'hydrogène

 

1.3 L'ion

📘  Définition Un ion est un atome (ou groupe d'atomes) qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Il porte donc une charge électrique. ●        Cation (charge positive) : l'atome a perdu un ou plusieurs électrons. Exemple : Na → Na⁺ + e⁻ ●        Anion (charge négative) : l'atome a gagné un ou plusieurs électrons. Exemple : Cl + e⁻ → Cl⁻

 

Ion	Formule	Charge
Ion hydrogène	H⁺	+1
Ion hydroxyde	HO⁻	−1
Ion sodium	Na⁺	+1
Ion chlorure	Cl⁻	−1
Ion calcium	Ca²⁺	+2
Ion cuivre II	Cu²⁺	+2

 

🛠️  À retenir Une solution reste toujours électriquement neutre : la somme des charges positives (cations) est égale à la somme des charges négatives (anions).

 

2. Les transformations chimiques

📘  Définition Une transformation chimique est une transformation au cours de laquelle des espèces chimiques, appelées réactifs, disparaissent, tandis que de nouvelles espèces chimiques, appelées produits, apparaissent. Elle se distingue d'une transformation physique (changement d'état, dissolution…), où aucune nouvelle espèce chimique n'est formée.

 

2.1 Réactifs, produits et équation de réaction

On écrit une équation de réaction sous la forme :

🧮  Formule générale réactif 1  +  réactif 2  →  produit 1  +  produit 2

 

La flèche « → » se lit « donne » ou « produit ». Chaque espèce chimique est représentée par sa formule.

2.2 La conservation de la masse et des éléments

📘  Loi de Lavoisier (1743-1794) « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. » Au cours d'une transformation chimique : ●        la masse totale des réactifs consommés est égale à la masse totale des produits formés (conservation de la masse) ; ●        les atomes présents dans les réactifs se retrouvent, en même nombre, dans les produits (conservation des éléments chimiques). Seule leur organisation change.

 

2.3 Ajuster une équation de réaction (méthode)

🛠️  Méthode Pour qu'une équation traduise la conservation des éléments, il faut parfois placer des nombres stœchiométriques (des coefficients entiers) devant les formules : 1.    Identifier tous les réactifs et tous les produits, et écrire l'équation « brute » (formules, sans coefficients). 2.    Compter le nombre d'atomes de chaque élément dans les réactifs et dans les produits. 3.    Ajuster les coefficients, en commençant par l'élément le plus « contraint » (souvent le carbone, puis l'hydrogène, puis l'oxygène en dernier), jusqu'à obtenir le même nombre d'atomes de chaque élément de part et d'autre. 4.    Vérifier avec un tableau de comptage des atomes.

 

⚠️  Attention On ne modifie jamais les indices à l'intérieur d'une formule (ex. : jamais « CO » à la place de « CO₂ ») : cela changerait la nature de la molécule ! On ajuste uniquement les coefficients devant les formules.

 

2.4 Quelques transformations chimiques du programme

Au collège, on étudie en particulier :

●        les combustions (combustion du carbone, du méthane, du dihydrogène…) ;

●        les réactions acido-basiques (voir chapitre 2) ;

●        les réactions entre un acide et un métal, ou entre un acide et un carbonate (voir chapitre 2).

Gaz à identifier	Test caractéristique	Observation
Dioxygène O₂	Approcher une bûchette incandescente	La bûchette se rallume
Dihydrogène H₂	Approcher une flamme	Détonation (petit « pop »)
Dioxyde de carbone CO₂	Faire barboter le gaz dans l'eau de chaux	L'eau de chaux se trouble (devient blanchâtre)

 

3. Exercice résolu — Ajuster une équation de combustion

✏️  Énoncé Le méthane (CH₄), principal constituant du gaz naturel, brûle dans le dioxygène de l'air. Cette combustion produit du dioxyde de carbone et de l'eau. 1. Écrire l'équation de la réaction avec les formules chimiques (sans coefficients). 2. Ajuster l'équation avec les nombres stœchiométriques. 3. Vérifier la conservation des éléments à l'aide d'un tableau.

 

✅  Corrigé — étape par étape 1. Réactifs et produits Réactifs : méthane CH₄ et dioxygène O₂.  Produits : dioxyde de carbone CO₂ et eau H₂O. Équation brute :  CH₄  +  O₂  →  CO₂  +  H₂O 2. Ajustement des coefficients • Carbone (C) : 1 à gauche, 1 à droite → déjà équilibré. • Hydrogène (H) : 4 à gauche (dans CH₄), mais seulement 2 à droite (dans H₂O) → il faut 2 H₂O pour avoir 4 atomes H à droite. On écrit :  CH₄  +  O₂  →  CO₂  +  2 H₂O • Oxygène (O) : à droite, on a maintenant 2 (dans CO₂) + 2 (dans 2 H₂O) = 4 atomes d'oxygène. À gauche, O₂ n'en apporte que 2 par molécule : il en faut donc 2 molécules de O₂, soit 4 atomes d'oxygène. Équation ajustée finale : CH₄  +  2 O₂  →  CO₂  +  2 H₂O

 

Schéma bilan de la combustion du méthane dans le dioxygène.

3. Vérification — tableau de conservation des éléments

Élément	Nombre d'atomes dans les réactifs	Nombre d'atomes dans les produits
Carbone (C)	1 (dans CH₄)	1 (dans CO₂)
Hydrogène (H)	4 (dans CH₄)	4 (dans 2 H₂O)
Oxygène (O)	4 (dans 2 O₂)	2 + 2 = 4 (dans CO₂ et 2 H₂O)

 

✅  Conclusion Le nombre d'atomes de chaque élément est identique dans les réactifs et dans les produits : l'équation est correctement ajustée, la loi de conservation de la masse est vérifiée. ✔

 

🛠️  À vous de jouer Ajuster l'équation de la combustion complète du carbone dans le dioxygène (elle produit du dioxyde de carbone) : C + O₂ → CO₂. Compter les atomes de carbone et d'oxygène de chaque côté : cette équation est-elle déjà ajustée ? (Réponse : oui — 1 atome C et 2 atomes O de chaque côté, aucun coefficient supplémentaire n'est nécessaire.)

 

Chapitre 2 — Les propriétés acido-basiques d'une solution

Objectifs du chapitre : savoir mesurer et interpréter le pH d'une solution, comprendre le rôle des ions H⁺ et HO⁻, et connaître les réactions entre solutions acides, solutions basiques, métaux et carbonates.

1. Le pH et sa mesure

📘  Définition Le pH (potentiel hydrogène) est un nombre qui indique le caractère acide, basique ou neutre d'une solution aqueuse. Il varie en général sur une échelle de 0 à 14.

 

Échelle de pH : solutions acides, neutre et basiques.

Valeur du pH	Caractère de la solution
pH < 7	solution acide
pH = 7	solution neutre
pH > 7	solution basique

 

1.1 Mesurer le pH

🛠️  Deux méthodes Le papier pH : on trempe une bandelette dans la solution, elle change de couleur ; on compare la teinte obtenue à une échelle de référence. Mesure rapide mais peu précise (valeur entière approchée). Le pH-mètre : un appareil électronique équipé d'une sonde donne directement une valeur précise (avec une décimale). Il doit être étalonné avant chaque série de mesures à l'aide de solutions de pH connu.

 

1.2 Les ions H⁺ et HO⁻

📘  Ce que le pH traduit à l'échelle microscopique Toute solution aqueuse contient à la fois des ions hydrogène H⁺ et des ions hydroxyde HO⁻. ●        Solution acide (pH < 7) : les ions H⁺ sont en excès par rapport aux ions HO⁻. ●        Solution basique (pH > 7) : les ions HO⁻ sont en excès par rapport aux ions H⁺. ●        Solution neutre (pH = 7) : autant d'ions H⁺ que d'ions HO⁻ (cas de l'eau pure). Plus la concentration en ions H⁺ est grande, plus le pH est petit (solution très acide). Plus la concentration en ions HO⁻ est grande, plus le pH est grand (solution très basique).

 

🛠️  Effet d'une dilution Lorsqu'on ajoute de l'eau à une solution acide ou basique (dilution), son pH se rapproche de 7 : une solution acide diluée voit son pH augmenter (se rapprocher de 7), une solution basique diluée voit son pH diminuer (se rapprocher de 7).

 

2. Réactions entre solutions acides et basiques

📘  La réaction de neutralisation Lorsqu'on mélange une solution acide et une solution basique, les ions H⁺ de l'une réagissent avec les ions HO⁻ de l'autre pour former de l'eau : H⁺  +  HO⁻  →  H₂O Le pH du mélange se rapproche donc de 7 (neutralisation) : il augmente si on ajoute une base à un acide, il diminue si on ajoute un acide à une base.

 

2.1 Exemples de la vie courante

Situation	Explication acido-basique
Une piqûre d'ortie (acide) est soulagée en frottant une feuille de plantain ou du savon (basique)	on neutralise l'acidité déposée sur la peau
Le suc gastrique de l'estomac (très acide, pH ≈ 1-2) peut être neutralisé par un médicament « anti-acide » (basique)	diminution de l'acidité ressentie (brûlures d'estomac)
On répand de la chaux (basique) sur un sol agricole trop acide	remonter le pH du sol vers la neutralité

 

⚠️  Sécurité Les solutions acides et basiques concentrées sont corrosives : elles peuvent brûler la peau et les yeux. Elles portent un pictogramme de danger « corrosif ». Règle de sécurité essentielle en laboratoire : on verse toujours l'acide dans l'eau, jamais l'inverse (pour éviter les projections dues à un dégagement de chaleur brutal), et on porte des lunettes de protection et des gants.

 

3. Réactions entre solutions acides et métaux (et le cas du calcaire)

3.1 Acide + métal → sel métallique + dihydrogène

📘  Définition Certains métaux (fer, zinc, aluminium…) réagissent avec une solution acide. La réaction produit un sel métallique (dissous dans la solution) et un dégagement de dihydrogène (gaz H₂), reconnaissable par le test à la flamme (léger « pop »). Exemple avec le zinc et l'acide chlorhydrique : Zn  +  2 HCl  →  ZnCl₂  +  H₂ (zinc + acide chlorhydrique → chlorure de zinc + dihydrogène)

 

⚠️  Attention à ne pas confondre Le calcaire (roche constituée de carbonate de calcium, formule CaCO₃) n'est pas un métal : c'est un carbonate. Sa réaction avec un acide est différente de celle d'un métal : elle produit du dioxyde de carbone (CO₂) et non du dihydrogène. C'est l'expérience détaillée ci-dessous, très classique au brevet.

 

Réactif solide	Type de réactif	Gaz produit	Test caractéristique
Fer, zinc, aluminium…	métal	dihydrogène H₂	détonation à la flamme
Calcaire (CaCO₃)	carbonate (roche)	dioxyde de carbone CO₂	trouble l'eau de chaux

 

3.2 Exercice résolu — L'acide chlorhydrique et le calcaire

✏️  Énoncé On verse de l'acide chlorhydrique sur des morceaux de calcaire placés dans un tube à essai (tube 1). On observe une effervescence (dégagement de bulles). Le gaz produit est dirigé, à l'aide d'un tube, vers un second tube à essai contenant de l'eau de chaux limpide (tube 2). 1. Décrire ce que l'on observe dans le tube 2. 2. En déduire la nature du gaz produit dans le tube 1. 3. Écrire l'équation-bilan de la réaction, sachant qu'elle produit aussi du chlorure de calcium (CaCl₂) et de l'eau. 4. Vérifier que cette équation est ajustée.

 

Protocole : réaction du calcaire avec l'acide chlorhydrique, test à l'eau de chaux.

✅  Corrigé 1. Observation dans le tube 2 : l'eau de chaux, initialement limpide, se trouble et devient blanchâtre au contact du gaz. 2. Nature du gaz : le fait de troubler l'eau de chaux est le test caractéristique du dioxyde de carbone (CO₂). Le gaz produit dans le tube 1 est donc du dioxyde de carbone. 3. Équation-bilan : Réactifs : calcaire CaCO₃ et acide chlorhydrique HCl.  Produits : chlorure de calcium CaCl₂, eau H₂O et dioxyde de carbone CO₂. CaCO₃  +  2 HCl  →  CaCl₂  +  H₂O  +  CO₂ 4. Vérification : ●        Calcium (Ca) : 1 à gauche (CaCO₃), 1 à droite (CaCl₂) ✔ ●        Chlore (Cl) : 2 à gauche (2 HCl), 2 à droite (CaCl₂) ✔ ●        Carbone (C) : 1 à gauche (CaCO₃), 1 à droite (CO₂) ✔ ●        Oxygène (O) : 3 à gauche (CaCO₃), 1 + 2 = 3 à droite (H₂O + CO₂) ✔ ●        Hydrogène (H) : 2 à gauche (2 HCl), 2 à droite (H₂O) ✔ L'équation est bien ajustée : elle respecte la conservation des éléments.

 

Fiche de révision express

Une synthèse d'une page par chapitre : à relire juste avant le brevet.

Chapitre 1 — Transformations chimiques

🧮  À connaître par cœur ●        Atome = noyau (protons + neutrons) + électrons ; électriquement neutre. ●        Molécule = groupe d'atomes liés (ex. : H₂O, CO₂, CH₄). ●        Ion = atome ayant perdu (cation, ex. Na⁺) ou gagné (anion, ex. Cl⁻) des électrons. ●        Transformation chimique : réactifs → produits, avec apparition de nouvelles espèces chimiques. ●        Loi de Lavoisier : conservation de la masse et des éléments (les atomes se conservent, seuls les coefficients devant les formules peuvent changer, jamais les indices). ●        Équation de la combustion du méthane : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. ●        Tests de gaz : bûchette incandescente → O₂ ; flamme/détonation → H₂ ; eau de chaux troublée → CO₂.

 

Chapitre 2 — Propriétés acido-basiques

🧮  À connaître par cœur ●        pH : échelle de 0 à 14 ; acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7. ●        Mesure du pH : papier pH (rapide, approximatif) ou pH-mètre (précis, à étalonner). ●        Ions H⁺ et HO⁻ : excès de H⁺ en solution acide, excès de HO⁻ en solution basique, autant de H⁺ que de HO⁻ en solution neutre. ●        Neutralisation : H⁺ + HO⁻ → H₂O ; mélanger acide et base rapproche le pH de 7. ●        Acide + métal → sel métallique + dihydrogène H₂ (ex. Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂). ●        Acide + calcaire (carbonate) → sel + eau + dioxyde de carbone (ex. CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂). ●        Sécurité : toujours verser l'acide dans l'eau (jamais l'inverse), porter lunettes et gants — pictogramme « corrosif ».

 

Quiz

10 questions à choix multiples (QCM) + 4 questions courtes. Le corrigé se trouve à la fin.

QCM (une seule bonne réponse par question)

1. Un atome est constitué :

●        A. uniquement d'un noyau

●        B. d'un noyau et d'électrons

●        C. uniquement d'électrons

2. La formule CO₂ correspond :

●        A. à un atome

●        B. à une molécule

●        C. à un ion

3. Un ion chargé négativement s'appelle :

●        A. un cation

●        B. un anion

●        C. un neutron

4. Au cours d'une transformation chimique :

●        A. la masse totale augmente

●        B. la masse totale se conserve

●        C. la masse totale diminue

5. Dans l'équation CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, le nombre 2 devant O₂ est :

●        A. un indice

●        B. un nombre stœchiométrique (coefficient)

●        C. une erreur

6. Le test caractéristique du dioxyde de carbone est :

●        A. il trouble l'eau de chaux

●        B. il rallume une bûchette incandescente

●        C. il détone à la flamme

7. Une solution de pH = 3 est :

●        A. basique

●        B. neutre

●        C. acide

8. Dans une solution basique :

●        A. les ions H⁺ sont en excès

●        B. les ions HO⁻ sont en excès

●        C. il n'y a ni H⁺ ni HO⁻

9. La réaction d'un acide avec un métal produit :

●        A. du dioxygène

●        B. du dihydrogène

●        C. du dioxyde de carbone

10. Le calcaire réagit avec l'acide chlorhydrique pour produire :

●        A. du dihydrogène

●        B. du dioxyde de carbone

●        C. du dioxygène

Questions courtes

1.    Donner la définition d'un ion et citer un exemple de cation et un exemple d'anion.

2.    Énoncer la loi de Lavoisier et expliquer ce qu'elle implique pour l'ajustement d'une équation chimique.

3.    Expliquer pourquoi on ne doit jamais verser de l'eau dans un acide concentré, mais toujours l'acide dans l'eau.

4.    Un professeur ajoute progressivement de l'eau dans un bécher contenant une solution acide de pH = 2. Que devient le pH au fur et à mesure de la dilution ? Justifier avec les ions H⁺.

Corrigé du quiz

✅  QCM 1-B  •  2-B  •  3-B  •  4-B  •  5-B  •  6-A  •  7-C  •  8-B  •  9-B  •  10-B

 

✅  Questions courtes 1. Un ion est un atome (ou groupe d'atomes) ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Cation (exemple) : Na⁺. Anion (exemple) : Cl⁻. 2. La loi de Lavoisier énonce la conservation de la masse et des éléments au cours d'une transformation chimique. Cela impose, pour ajuster une équation, de placer des nombres stœchiométriques devant les formules jusqu'à obtenir le même nombre d'atomes de chaque élément dans les réactifs et les produits — sans jamais modifier les indices des formules. 3. La dilution d'un acide concentré dans l'eau dégage de la chaleur ; si l'on verse l'eau dans l'acide, cette chaleur peut provoquer une ébullition brutale et des projections d'acide dangereuses. En versant l'acide (petit volume) dans l'eau (grand volume), la chaleur est mieux répartie et le risque de projection est réduit. 4. En diluant, on ajoute de l'eau : la quantité d'ions H⁺ reste globalement la même mais elle est répartie dans un plus grand volume, donc leur concentration diminue. Le pH augmente et se rapproche de 7 (sans jamais le dépasser par simple ajout d'eau).

 

Exercice guidé façon brevet

Pourquoi les pluies acides attaquent-elles les monuments en calcaire ?

Barème indicatif : /20 — durée conseillée : 25 min

✏️  Contexte De nombreux monuments historiques (statues, façades d'églises) sont construits en calcaire, une roche composée essentiellement de carbonate de calcium (CaCO₃). Depuis plusieurs décennies, on observe une dégradation accélérée de ces monuments, en partie due aux « pluies acides » causées par la pollution atmosphérique. Document 1 — pH de quelques eaux de pluie mesurées dans une grande ville :

 

Type de pluie	pH mesuré
Pluie « normale » (non polluée)	5,6
Pluie observée en zone industrielle	4,2
Pluie observée un jour de forte pollution	3,5

 

✏️  Document 2 L'acide chlorhydrique et le calcaire réagissent selon l'équation :  CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂. De façon comparable, les acides présents dans les pluies acides réagissent avec le carbonate de calcium du calcaire et le dissolvent progressivement, avec dégagement de dioxyde de carbone.

 

✏️  Questions 1. (3 pts) À l'aide du document 1, expliquer pourquoi on qualifie ces pluies de « pluies acides », même la pluie dite « normale ». 2. (3 pts) Classer les trois pluies du document 1 de la moins acide à la plus acide. Justifier. 3. (4 pts) Un élève affirme : « plus le pH est petit, plus la pluie contient d'ions H⁺ ». A-t-il raison ? Justifier. 4. (4 pts) En s'appuyant sur le document 2, indiquer quel gaz est produit lorsque l'acide contenu dans la pluie réagit avec le calcaire d'un monument. Comment pourrait-on vérifier expérimentalement la nature de ce gaz ? 5. (6 pts) Rédiger, en quelques lignes, une réponse à la question posée dans le titre de l'exercice : « Pourquoi les pluies acides attaquent-elles les monuments en calcaire ? » La réponse devra citer l'équation de la réaction et expliquer le phénomène observé (érosion, disparition progressive de matière).

 

✅  Corrigé détaillé 1. (3 pts) Les trois pluies ont un pH inférieur à 7 (5,6 ; 4,2 ; 3,5) : ce sont donc des solutions acides, même la pluie « normale » (une pluie totalement neutre aurait un pH de 7). 2. (3 pts) Plus le pH est proche de 0, plus la solution est acide. Classement de la moins acide à la plus acide : pluie normale (pH 5,6) < pluie en zone industrielle (pH 4,2) < pluie de forte pollution (pH 3,5). 3. (4 pts) Oui, l'élève a raison : plus une solution est acide (pH petit), plus elle contient d'ions H⁺ en excès par rapport aux ions HO⁻. La diminution du pH traduit une augmentation de la quantité d'ions H⁺ dans la solution. 4. (4 pts) D'après le document 2, la réaction entre un acide et le carbonate de calcium (calcaire) produit du dioxyde de carbone (CO₂). On pourrait vérifier sa nature en recueillant le gaz et en le faisant barboter dans de l'eau de chaux : si l'eau de chaux se trouble, cela confirme qu'il s'agit bien de CO₂. 5. (6 pts) Réponse rédigée attendue (exemple) : Les pluies acides contiennent des ions H⁺ en excès (pH < 7). Lorsqu'elles ruissellent sur un monument en calcaire, les ions H⁺ réagissent avec le carbonate de calcium (CaCO₃) qui constitue la roche, selon une réaction du même type que CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂. Le carbonate de calcium, solide, est ainsi progressivement transformé en espèces dissoutes et en dioxyde de carbone gazeux qui s'échappe : la roche perd donc de la matière à chaque pluie acide. Répétée pendant des années, cette réaction chimique explique l'érosion accélérée et la disparition progressive des sculptures et façades en calcaire. Barème : la question 5 valorise une réponse structurée (phénomène observé + équation + explication du lien de cause à effet), même si la formulation de l'élève diffère du corrigé.