CHIMIE. classes de 3e(BCE) Lycée de Garçons de Luxembourg

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1 CHIMIE classes de 3e(BCE) Lycée de Garçons de Luxembourg

2 Equations chimiques 1. Définition et méthodique Une équation chimique est une représentation symbolique d une réaction chimique. Les réactifs et les produits de la réaction chimique sont représentés par: - les symboles des éléments s il s agit de corps simples exceptions: Cl 2,O 2, H 2, N 2, Br 2, I 2, F 2 (ces corps simples ne peuvent pas exister sous forme atomique, seulement sous forme moléculaire!!) - les formules moléculaires s il s agit de corps composés (ces formules sont établies à l aide de la méthode du chiasme) Les différents réactifs sont séparés par des signes + Les réactifs et les produits sont séparés par une flèche (et non par un signe d égalité!!!) Les différents produits sont séparés par des signes + S il y a lieu, il faut ajouter des coefficients stoechiométriques (devant les symboles et/ou les formules moléculaires) pour équilibrer l équation. 2. Exemples Le fer réagit avec le soufre; il se forme du sulfure de fer (II) Le carbone brûle Le magnésium brûle Le potassium brûle

3 3. Exercices a) Dresser les équations chimiques suivantes 1. le sodium réagit avec le dichlore pour donner le sel de cuisine 2. l aluminium réagit avec le dichlore 3. l acide chlorhydrique (HCl) réagit avec le zinc; il se forme du chlorure de zinc (II) et du dihydrogène 4. Le nitrate d hydrogène réagit avec le sodium; il se forme du nitrate de sodium et du dihydrogène 5. L hydroxyde de sodium réagit avec le sulfate d hydrogène; il se forme du sulfate de sodium et de l eau 6. L hydroxyde de magnésium réagit avec le phosphate d hydrogène; il se forme du phosphate de magnésium et de l eau 7. l hydroxyde d aluminium réagit avec l acide sulfurique (H 2 SO 4 ); il se forme du sulfate d aluminium et de l eau 8. le pyrite (FeS 2 ) réagit avec le dioxygène; il se forme de l oxyde de fer (III) et du dioxyde de soufre 9. l iodure de potassium réagit avec l ozone (O 3 ) et l eau; il se forme de l hydroxyde de potassium et du diiode et du dioxygène 10. le sulfure de bismuth réagit avec le dioxygène; il se forme de l oxyde de bismuth et du dioxyde de soufre 11. l oxyde d antimoine réagit avec le carbone; il se forme de l antimoine et du dioxyde de carbone 12. le carbonate de sodium réagit avec l acide nitrique; il se forme du nitrate de sodium et de l eau et du dioxyde de carbone 13. l octane (C 8 H 18, composant de l essence) brûle; il se forme du dioxyde de carbone et de l eau 14. l ammoniac réagit avec le dioxygène; il se forme du monoxyde d azote et de l eau 15. le dibrome réagit avec l ammoniac (NH 3 ); il se forme du bromure d ammonium et du diazote 16. le cuivre réagit avec l acide nitrique (HNO 3 ); il se forme du nitrate de cuivre (II) et de l eau et du monoxyde d azote

4 b) Equilibrer les équations chimiques suivantes 1. Ca 3 P 2 + H 2 O Ca(OH) 2 + PH 3 2. NO + CO N 2 + CO 2 3. H 3 PO 4 + Mg(OH) 2 Mg 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O 4. CS 2 + O 2 CO 2 + SO 2 5. P 3 N 5 + H 2 O H 3 PO 4 + NH 3 6. PCl 5 + NH 4 Cl P 3 N 5 + HCl 7. Zn 3 As 2 + H 2 SO 4 ZnSO 4 + AsH 3 8. AsH 3 + O 2 As 2 O 3 + H 2 O 9. SiF 4 + Al Si + AlF SiF 4 + H 2 O SiO 2 + H 2 SiF Cu 2 S + Cu 2 O Cu + SO WC + O 2 WO 3 + CO Al 4 C 3 + H 2 O Al(OH) 3 + CH Ba 3 N 2 + H 2 O Ba(OH) 2 + NH Ca 3 P 2 + H 2 O PH 3 + Ca(OH) P 4 + Cl 2 PCl Fe + H 2 O Fe 3 O 4 + H LiH + AlCl 3 LiAlH 4 + LiCl 19. Ca 3 (PO 4 ) 2 + SiO 2 CaSiO 3 + P 2 O FeS 2 + O 2 Fe 2 O 3 + SO NH 3 + O 2 NO + H 2 O 22. B 2 O 3 + C + Cl 2 BCl 3 + CO 23. Ca 3 (PO 4 ) 2 + SiO 2 + C CaSiO 3 + CO + P 24. Pb(NO 3 ) 2 PbO + NO 2 + O LiBH 4 + NH 4 Cl B 3 N 3 H 6 + H 2 + LiCl 26. Na 2 CO 3 + CaCO 3 + SiO 2 Na 2 Ca(SiO 3 ) 2 + CO Ca 3 (PO 4 ) 2 + SiO 2 + C CaSiO 3 + CO + P Cl 2 + Na 2 S 2 O 3 + H 2 O NaHSO 4 + HCl 29. C 3 H 5 N 3 O 9 CO 2 + H 2 O + N 2 + O Li 3 N + H 2 O LiOH + NH 3

5 Chimie quantitative 1. Le modèle atomique de Rutherford Selon Rutherford, l atome est constitué d un très grand volume vide au centre duquel se trouve un noyau renfermant les nucléons (protons et neutrons). Autour de ce noyau atomique se déplacent, dans le volume vide, des électrons de masse infime, comme le font des planètes autour d un soleil. Caractéristiques des particules élémentaires: particule symbole masse (kg) charge électrique électron e - 9, négative proton p + 1, positive neutron n 0 1, nulle Le nombre atomique Z: Dans le tableau périodique, chaque symbole est caractérisé par le nombre atomique Z: 1H - 2 He - 3 Li - 4 Be - 5 B - 6 C - 7 N - 8 O - 9 F... 26Fe... Z indique l ordre de classement de l atome dans le tableau. Z indique aussi le nombre de p + de l atome et donc le nombre d e -, puisque l atome est électriquement neutre. Ainsi un atome d hydrogène renferme dans le noyau 1 p + et dans le nuage électronique 1 e -. Un atome de helium renferme dans le noyau 2 p + et dans le nuage électronique 2 e -. Un atome de fer renferme dans le noyau 26 p + et dans le nuage électronique 26 e -. Le nombre de masse A: A côté du nombre atomique, chaque symbole est caractérisé par le nombre de masse A: 1 H - 4 He Fe A indique le nombre de nucléons (p + +n 0 ) de l atome. A-Z indique alors le nombre de neutrons dans le noyau. Ainsi, un noyau d un atome d hydrogène renferme 1 p + et 0 n 0. Un noyau d un atome de hélium renferme 2 p + et 2 n 0. Un noyau d un atome de fer renferme 26 p + et 30 n 0.

6 2. La masse atomique relative Comme il n est pas question de mesurer directement la masse d un atome, on la compare à une masse-étalon: la masse d un atome d hydrogène. Expérimentalement, on compare la masse d un grand nombre d atomes d un échantillon à la masse du même grand nombre d atomes d un étalon: l hydrogène. La masse atomique relative Ar d un atome est le rapport entre la masse de cet atome et la masse de l atome H, choisie comme masse-étalon. Ainsi, Ar(H) = 1 donc Ar(proton) 1 l électron a une masse négligeable!! La masse atomique relative d un atome somme des neutrons et des protons du noyau de l atome = nombre de masse arrondi à l unité la plus proche 3. La masse moléculaire relative Comme la masse atomique relative indique combien de fois un atome est plus lourd que l atome H, la masse moléculaire relative indiquera, évidemment, combien de fois une molécule est plus lourde que l atome H. Quand on dit, par exemple que la masse moléculaire relative de l eau est 18, cela signifie qu une molécule H 2 O est 18 fois plus lourde que l atome H. La masse moléculaire relative Mr d une molécule est le rapport entre la masse de cette molécule et la masse de l atome H, choisie comme masse-étalon. La masse moléculaire relative Mr est égal à la somme des Ar des atomes composant la molécule, multipliées par leur indice respectif. Calculer pour les molécules suivantes les masses moléculaires relatives: a) ammoniac b) méthane c) acide sulfurique H 2 SO 4 d) octane C 8 H 18 e) éthanol C 2 H 6 O f) C 7 H 5 N 3 O 6 (trinitrotoluène) g) phosphate de magnésium h) sulfite d aluminium

7 4. Isotopes, élément, masse atomique relative moyenne Dans le tableau périodique, on peut voir que les nombres de masses A ne sont pas des nombres entiers. Ceci est dû au fait que dans la nature il existe différents atomes pour un même élément : Les isotopes sont des atomes qui ont le même nombre de protons et d électrons, mais qui diffèrent par le nombre de neutrons et donc par leur masse La plupart des corps purs simples sont constitués d un mélange d isotopes: 12 - l élément carbone comprend 3 isotopes: 12 C (6 p +, 6 e -, 6 n 13 ) C (6 p +, 6 e -, 7 n 14 ) C (6 p +, 6 e -, 8 n ) - l élément hydrogène comprend 3 isotopes: 1 H (1 p +, 1 e -, 0 n ) 2 H (1 p +, 1 e -, 1 n ) 3 H (1 p +, 1 e -, 2 n ) deutérium tritium Un élément chimique comprend un ensemble d isotopes caractérisés par le même nombre atomique Z. La masse relative moyenne est la moyenne des masses isotopiques relatives, tenant compte du pourcentage de chacun de ces isotopes dans la nature. Exemple de calcul de Ar moyenne: L élément chlore est composé de 75,53% de l isotope 35 Cl 24,47% de l isotope 37 Cl Ar moyenne (Cl) = 75, ,47 37 = 35, Exercices 1) L élément hydrogène est composé de 99,98% de l isotope 1 H ; 0,015% de deutérium et 0,005% de tritium. Calculer Ar moyenne(h). 2) Calculer Ar moyenne(mg) sachant que l élément magnésium est composé des isotopes suivants: 24 Mg (78,70%), 25 Mg (10,13%), 26 Mg (11,17%) 3) Ar moyenne du néon naturel est 20,18. Il est formé de 90,92% de 20 Ne; 0,26% de 21 Ne et 8,82% d un troisième isotope. Quelle est la Ar de ce 3 ème isotope?

8 5. La mole et la constante d Avogadro Tout comme la douzaine, la mole est une unité pour la quantité de matière. Pour la douzaine, cette unité correspond à 12 entitées (une douzaine de petits pains correspond à 12 petits pains); pour la mole, cette unité correspond à 6, entités. Ainsi, une mole de fer correspond à 6, atomes de fer une mole d eau correspond à 6, molécules d eau La valeur 6, entités par mol est une constante appelée constante d Avogadro, en hommage à l Italien Avogadro ( ) qui fut l un des premiers à proposer une distinction claire entre les atomes et les molécules. Cette constante est notée N A. La mole est la quantité de matière contenant 6, entités (atomes ou molécules). N A = 6, entités par mole N = n N A avec: N = nombre d entités (atomes ou particules) n = quantité (mol) N A = 6, entités/mol Exercices: 1) Combien y a-t-il d entités dans: 0,6 mol de chlorure d hydrogène: 2,7 mol de diazote: 0,1 mol de fer: 2) Cherche la quantité de matière qui constituent: atomes de magnésium: 4, molécules de dioxyde de carbone

9 6. La masse molaire La masse molaire d un corps est la masse d une mole de ce corps. La masse molaire d un corps est égal à sa masse relative exprimée en g/mol. m = n M avec: m = masse d un corps (g) n = quantité (mol) M = masse molaire (g/mol) Exercices: 1) Chercher ou calculer la masse molaire du : a. mercure b.oxyde de zinc (II) c. hydroxyde de calcium d.phosphate de magnésium 2) Calculer la quantité de matière correspondant à : a. 49 g de sulfate d hydrogène b.10 g de carbonate de calcium 3) La masse d une puce, utilisé dans un circuit pour microordinateur, contient 5,68 mg de silicium. Combien y a-t-il d atomes Si dans cette puce? Calculer la masse d un atome de Si. 4) Combien de molécules d eau avale-t-on lorsqu on boit un verre d eau de 0,2 L? Calculer la masse d une molécule d eau. 5) Calculer le nombre de molécules d aspirine (C 9 H 8 O 4 ) contenues dans 330 mg d aspirine pur. Calculer la masse d une molécule d aspirine.

10 7. Le volume molaire Le volume molaire d un gaz est le volume occupé par une mole de gaz. Dans les conditions normales de température et de pression (CNTP: T=0 C et p=1 atm), V m = 22,4 L/mol. V = n V m avec: V = volume d un gaz (L) n = quantité du gaz (mol) V m = volume molaire (22,4 L/mol) Exercices (CNTP): 1) Calculer la quantité de matière correspondant à: a. 11,2 L de dioxygène b. 0,25 L de méthane c.180 L d ammoniac 2) Calculer le volume occupé par: a. 2 g de butane C 4 H 10 b. 700 g de dioxygène 3) On dispose de 1 L de diazote liquide (Téb.= -195,8 C). Calculer le volume du diazote après évaporation. (ρ liq. = 0,808 g/cm 3 ) 4) Une salle de classe mesure 8x12x5 m. Calculer les masses de dioxygène et de diazote contenus dans cette salle. (composition approximative en volume de l air: 80% N 2 et 20 % O 2 )

11 8. La concentration molaire La concentration molaire d une solution est le rapport entre la quantité du soluté et le volume total de la solution c = n V avec: c = concentration de la solution (mol/l ou M) n = quantité du soluté (mol) V = volume de la solution Exercices: 1) Calculer la concentration molaire d une solution 2) Calculer le volume d eau qu il faut de 1 kg de sel de cuisine dans 250 ml d eau ajouter à 6 g de glucose afin d obtenir une solution 2 M 9. Organigramme de l emploi de la mole N nombre d entités c concentration molaire (M) n quantité de matière (mol) m masse (g) V volume gazeux (L)

12 Stoechiométrie 1. Définition et méthodique Les problèmes stoechiométriques consistent à chercher la quantité des réactifs pour obtenir la quantité voulue de produits, ou inversément. Pour résoudre de tels problèmes, il faut interpréter les équations chimiques de différentes manières: - moléculaire (resp. atomique) - molaire - massique - volumique Exemple détaillé: l électrolyse de l eau: 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 lecture moléculaire: 2 molécules H 2 O 2 molécules H 2 1 molécule O 2 x N A lecture molaire: 2 mol H 2 O 2 mol H 2 1 mol O 2 x M lecture massique: 36 g H 2 O 4 g H 2 32 g O 2 x V m lecture volumique:!! eau liquide!! 44,8 L 22,4 L

13 2. Exercices Dans tous les exercices qui suivent, réaliser d abord la transcription des données (équation chimique + données), puis passer toujours par le calcul de la quantité!! Puis, calculer les masses ou les volumes demandés. 1) On électrolyse 180 g d eau. Calculer les masses et les volumes des produits 2) Calculer le volume d eau qu il faut électrolyser pour synthétiser 10 L de dioxygène. Calculer aussi la masse de dihydrogène obtenu.

14 3) 1 tonne de zinc est attaquée par l acide sulfurique. Calculer la masse du sel obtenu et la masse et le volume du gaz obtenu. 4) 20 L de méthane réagissent avec 30 L d eau gazeuse à 1000 C. Déterminer le réactif limitant et calculer les masses et les volumes des produits. 5) On veut préparer 10 m 3 de chlorure d hydrogène. Calculer les masses et les volumes des réactifs à mettre en oeuvre. 6) On veut préparer de l ammoniac, on dispose de 1 L de diazote et de 20 ml de dihydrogène. Déterminer le réactif limitant et calculer la masse et le volume d ammoniac obtenu. 7) On fait réagir 20 ml de dihydrogène sur 30 g d oxyde de cuivre(ii). Déterminer le réactif limitant et calculer le volume d eau et la masse du métal obtenu. 8) Si l alcool (C 2 H 6 O) brûle, il se forme du dioxyde de carbone et de l eau. Calculer les volumes des gaz obtenus si on brûle 10 ml d alcool. [ρ(c 2 H 6 O)= 0,789 g/cm 3 ) 9) Le phosphate d hydrogène réagit avec de l hydroxyde de magnésium, il se forme du phosphate de magnésium et de l eau. Calculer la masse du phosphate obtenu et le volume de l eau obtenu si on fait réagir 3 g de phosphate d hydrogène avec 7 g d hydroxyde de magnésium. Déterminer aussi le réactif limitant. 10) Le glucose de raisin (C 6 H 12 O 6 ) fermente sous l action d une levure et se transforme progressivement en alcool et en dioxyde de carbone; c est ainsi que le jus du raisin devient du vin. En supposant la réaction complète, quelle masse d alcool obtient-on à partir de 9 kg de glucose? rép.: m = 4600 g 11) Le TNT (trinitrotoluène ; C 7 H 5 N 3 O 6 ) est un corps explosif. Calculer le volume total de gaz qui est produit si on fait exploser 1 kg de TNT. Lors de l explosion il se forme du carbone et les gaz suivants: dioxyde de carbone, eau et diazote. rép.: V = 566,72 L 12) Si le soufre brûle, il se forme du dioxyde de soufre qui forme avec l eau l acide sulfureux H 2 SO 3, qui est en partie responsable de la pluie acide. Calculer la masse d acide qui se forme si 3,2 g de soufre brûlent dans une atmosphère humide. rép.: m = 8,2 g

15 3. Stoechiométrie expérimentale A) Réaction entre le cuivre et le soufre Expérience: Faisons réagir... g de cuivre avec un excès de soufre. Nous obtenons... g de sulfure de cuivre(i). Calcul: B) Réaction entre le magnésium et l acide chlorhydrique Expérience: Faisons réagir... g de magnésium avec un excès d acide chlorhydrique. Nous obtenons... g de chlorure de magnésium et... ml de dihydrogène. Calcul:

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