La chimie quantitative. Chimie 11

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1 La chimie quantitative Chimie 11

2 Relier le macro au micro 2

3 La mole 1 mole = 6.02 x 1023 atomes ou molécules Nombre d'avogadro = le nombre d'atomes de carbone dans 12 g de carbone 12. 3

4 Exemple Calcule le nombre de molécules d'eau contenues dans 0,01 mole d'eau. 4

5 Exemple Calcule le nombre de moles constituées par 9 x 1023 molécules d'acide nitrique, HNO3? 5

6 La masse atomique La masse d'un atome est extrêmement faible : Protons & neutrons ~ kg Électrons ~ kg Notion de masse atomique relative par comparaison des poids des atomes entre eux : 6

7 La masse atomique relative Masse atomique moyenne de l'élément Ar = 12 x Masse d'un atome de carbone 12 La masse atomique relative n'a pas d'unité. La masse atomique moyenne est la moyenne des masses des isotopes selon leur pourcentage. 7

8 La masse moléculaire relative Masse moléculaire moyenne de l'élément Ar = 12 x Masse d'un atome de carbone 12 La masse moléculaire relative est la somme des masses atomiques relatives des atomes qui constituent la molécule. 8

9 La masse molaire La masse molaire est la masse d'une mole de molécules ou d'atomes. Elle est exprimée en g/mol. La masse molaire d'un élément en grammes est celle indiquée dans le tableau périodique. Exemple : masse atomique relative = 12,01 masse molaire du carbone = 12,01 g/mol On garde généralement 4 chiffres significatifs 9

10 Exemple Calcule la masse molaire de : CH4 H2O CH3COOH KNO3 Ni(OH)2 10

11 Volume molaire Hypothèse d'avogadro À température et pression égales, deux volumes identiques de gaz différents contiennent le même nombre de particules. V1 = V2 => n1 = n2 Le volume molaire est le volume occupé par 1 mole de gaz dans des conditions normales de température et de pression (CNTP). CNTP : 1013 hpa et K (0 C) Volume molaire = 22.4 l/mol 11

12 Les conversions 12

13 Exemple Quel est le volume occupé par 12,5 moles de NH3(g) aux CNTP? Combien y a-t-il de moles dans 375 ml de SO3(g) aux CNTP? 13

14 Formule empirique La formule empirique d'une substance est celle déterminée par l'expérimentation : elle indique dans quel rapport se trouvent les éléments présents dans une molécule. Exemple : l'eau oxygénée formule moléculaire : H2O2 formule empirique : HO 14

15 Exemple 1 : quelle est la formule empirique d'une substance composée en masse de 80,0 % de carbone et 20,0 % d'hydrogène? 15

16 Exemple 2 : une molécule a pour formule empirique HO et une masse molaire de 34,0 g. Quelle est sa formule moléculaire? 16

17 Exemple 3 : Un gaz a pour formule empirique POF3. Si 0,350 litre de ce gaz pèse 1,62 g, quelle est la formule moléculaire de ce gaz? 17

18 Soluté, solvant et solution Soluté : le produit que l'on dissout Solvant : le liquide dans lequel on dissout le soluté Solution : le résultat ie le soluté dissout dans le solvant Quand on parle de solution plus ou moins concentrée, on se réfère toujours au soluté 18

19 Molarité La molarité ou concentration molaire est le nombre de moles de soluté contenu dans 1 litre de solution Elle s'exprime en moles par litres c=n/v 19

20 20

21 21

22 22

23 Dilution / concentration Dilution : diluer une solution consiste à ajouter du solvant pour faire diminuer la molarité Concentration : concentrer une solution consiste à évaporer la solution pour augmenter la molarité 23

24 Exemple 1 Si 200,0 ml de NaCl de concentration 0,500 M sont ajoutés à 300,0 ml d'eau, quelle est la concentration de NaCl après dilution? 24

25 Exemple 2 Si 300,0 ml de NaCl de concentration 0,250 M sont ajoutés à 500,0 ml de NaCl de concentration 0,100 M, quelle est la concentration de NaCl après mélange? 25

26 Les réactions chimiques Une réaction chimique est un processus qui a pour conséquence la transformation de réactifs en produits. Le + signifie "réagit avec" La flèche indique le sens de la réaction 26

27 Écriture des équations On peut également rajouter une lettre indiquant l'état dans lequel se trouve chaque substance : (g) = gazeux (s) = solide (l) = liquide Pour les ions en solution, on va utiliser : (aq) = aqueux NaCl(s) H2O Na+(aq) + Cl-(aq) 27

28 Loi de conservation Lavoisier ( ) : Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme 28

29 Lois de conservation Dans un système fermé, pendant une réaction chimique, il y a : Conservation de la masse Conservation du nombre et du types d'atomes Conservation des charges électriques Conservation de l'énergie 29

30 Équilibrage des réactions Dans un système fermé, on doit retrouver les mêmes masses de produits avant et après la réaction. Il faut donc équilibrer les équations chimiques en rajoutant des coefficients 30

31 Conseils pour équilibrer Commence par les métaux. Équilibre H et O en dernier. Commence par un élément qui n'apparaît qu'une seule fois dans les réactifs et dans les produits. Essaie d'équilibrer des groupes entiers quand c'est possible (SO4, PO4, etc...) Si tu obtiens une fraction, multiplie tous les coefficients par deux. Vérifie à la fin que tous tes éléments sont équilibrés 31

32 Exemple : équilibre les réactions suivantes H2S + PbCl2 à PbS + HCl (NH4)3PO4 + NaOH à Na3PO4 + NH3 + H2O C19H17NO3 + O2 à CO2 + H2O + N2 Cr2(SO4)3 + KI + KIO3 + H2O à Cr(OH)3+ K2SO4 + I2 MoCl3 + O2 + AgCl à MoCl4 + Ag2O 32

33 Les types de réaction Il y a 5 types différents de réactions : Réactions de synthèse : des éléments s'unissent pour former un produit plus complexe C(s) + O2(g) à CO2(g) Réactions de décomposition : un composé est scindé en plus petits composés 2 NO(g) à N2(g) + O2 (g) 33

34 Réactions de déplacement simple : un atome est déplacé d'un composé vers un autre CuCl2(aq) + Fe(s) à FeCl2(aq) + Cu(s) Réactions de déplacement double : deux ions sont intervertis entre les composés acide + base à sel + eau HNO3 + KOH à KNO3 + H2O Réactions de combustion : une substance combustible réagit avec l'oxygène pour produire de la chaleur et des produits oxydés C5H12(l) + 8 O2(g) à 5 CO2(g) + 6 H2O(l) 34

35 La stoechiométrie La stoechiométrie mesure la relation entre les quantités de réactants consommés et les quantités de produits résultants. 2 H2 + O2 à 2 molécules 1 molécule 20 molécules 10 molécules 2x6.02x1023 molécules 2 moles 2 H 2O 2 molécules 20 molécules 1x6.02x1023 molécules 2x6.02x1023 molécules 1 mole 2 moles 35

36 Exemple Dans la réaction N2 + 3 H2 à 2 NH3, combien de molécules de N2 sont nécessaires pour réagir avec 15 molécules de H2? 36

37 Exemple Dans la réaction N2 + 3 H2 à 2 NH3, combien de moles de NH3 sont produites quand 18 moles de H2 sont utilisées? 37

38 Exemple Soit la réaction de combustion du propane : C3H8(g) + 5 O2(g) à3 CO2(g) + 4 H2O(l) Quelle masse de gaz carbonique est produite si 2,00 moles d'oxygène sont utilisées? 38

39 Exemple Soit la réaction de combustion du propane : C3H8(g) + 5 O2(g) à3 CO2(g) + 4 H2O(l) Quelle masse de propane est nécessaire pour produire 100,0 g d'eau? 39

40 Exemple Soit la réaction de combustion du propane : C3H8(g) + 5 O2(g) à3 CO2(g) + 4 H2O(l) Quelle masse d'eau est produite si 50,0 litres de dioxyde de carbone sont également produits (CNTP)? 40

41 Exemple Soit la réaction de combustion du propane : C3H8(g) + 5 O2(g) à3 CO2(g) + 4 H2O(l) Quel volume d'oxygène est consommé si 10,0 litres de gaz carbonique sont produits? 41

42 Deux types de calculs Équation avec des quantités stoechiométriques : Les réactifs sont en suffisance et ils sont tous entièrement consommés pendant la réaction le calcul stoechiométrique peut être fait avec l'un ou l'autre des réactifs sans distinction. C'est une situation idéale mais peu réaliste 42

43 Deux types de calculs Équation avec des quantités non stoechiométriques : L'un des réactifs est en défaut et l'autre réactif est en excès Le réactif en défaut est appelé le réactif limitant : c'est lui qui va déterminer la quantité de produit qui va être formée. Dans l'industrie, on choisit comme réactif limitant celui qui est le plus onéreux 43

44 Notion de rendement Le rendement d'une réaction est une mesure en pourcentage de son efficacité : Rendement = masse de produit obtenu 100 masse de produit attendu 44

45 Exemple Un comprimé de Tums a une masse de 0,750 g. Il contient essentiellement du carbonate de calcium qui réagit avec l'acide gastrique (HCl de concentration 0,0010 M) suivant la réaction suivante : CaCO3(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l) Quel volume d'acide gastrique est neutralisé par un comprimé? 45

46 Exemple Quel volume de gaz carbonique est produit si 1,25 litres de HCl de molarité 0,0055 M réagit avec des comprimés Tums? 46

47 Exemple Si 20,0 g de H2(g) réagissent avec 100,0 g d'o2(g) suivant la réaction : 2 H2(g) + O2(g) à 2 H2O(l) Quel réactif est en excès? De combien de grammes? 47

48 Exemple Si 56,8 g de FeCl2, 14,0 g de KNO3 et 40,0 g de HCl sont mélangés et réagissent suivant la réaction : 3 FeCl2 + KNO3 + 4 HCl à 3 FeCl3 + NO + 2 H2O + KCl Quel réactif est limitant? 48

49 Exemple 15 g de CH4 réagissent avec un excès de Cl2 pour former un total de 29,7 g de CH3Cl suivant la réaction : CH4 + Cl2 à CH3Cl + HCl Quel est le rendement de cette réaction? 49

50 Les gaz L'air est composé de : 78 % de N2 21 % de O2 1 % autres gaz dont CO2 11 éléments gazeux aux conditions normales de température et de pression. 1 atm = 101,35 kpa et 25 C 50

51 Caractéristiques des gaz Ils sont compressibles on peut réduire l'espace qu'ils occupent. Ils sont expansibles ils occupent tout l'espace disponible. Deux gaz mis en contact vont se mélanger 51

52 Grandeurs physiques Température Volume Quantité de matière Pression : force exercée par unité de surface Se mesure en pascal 1 Pa = 1 N/m2 52

53 Équation des gaz parfaits Volume Pression en m3 en pascal Température en Kelvin PV = nrt Nombre de moles en mol Constante des gaz parfaits : R = 8,31 Pa x m3 / mol x K 54

54 Loi de Gay-Lussac À pression constante, le volume est proportionnel à la température. V T 55

55 Qu'est-ce qu'un gaz parfait? Un gaz est dit parfait lorsqu'il se comporte suivant l'équation des gaz parfaits. Concrètement, cela signifie que : Il n'y a pas d'attractions intermoléculaires Le volume des molécules est négligeable par rapport au volume du contenant En réalité, les gaz se comportent comme des gaz parfaits à haute température et à basse pression. 56

56 Exemple L'hexafluorure de soufre, SF6, est un gaz incolore, inodore et très stable. Calcule la pression en kpa exercée par 1,82 moles de ce gaz dans un contenant en acier de 5,43 litres à 45,0 C. 57

57 Exemple Calcule le volume en litres qu'occupent 7,40 g de NH3 à CNTP. 58

58 Exemple Une petite bulle monte du fond d'un lac où la température et la pression sont de 8 C et 648 kpa, jusqu'à la surface où la température est de 25 C et la pression de 101 kpa. Calcule le volume final en millilitres de la bulle si son volume initial était de 2,1 ml. 59