CHAPITRE 6 LES PROPORTIONS DES ÉLÉMENTS DANS LES COMPOSÉS CHIMIQUES

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1 CHAPITRE 6 LES PROPORTIONS DES ÉLÉMENTS DANS LES COMPOSÉS CHIMIQUES 6.1 Les proportions des éléments chimiques et le % de composition 6.2 Les formules empiriques et les formules moléculaires

2 6.1 Les proportions des éléments chimiques et le % de composition La loi des proportions Définition : - les éléments qui forment un composé chimique sont toujours présents dans un même rapport massique.

3 % massique La masse des éléments dans un composé est exprimée en % de masse totale du composé. Le % de composition indique la masse relative de chaque élément dans un composé. 88,8% Ex. H 2 O 11,2% Rappel : 1 mol de H 2 O = 2 mol d atome de H 1 mol d atome de O

4 Le calcul du % de composition d après des données de masse Ex. Un composé a une masse de 48,72g contenant 32,69 g de Zn et 16,03 g de S. Quel est le % de composition? Masse totale = 48,72 g % de Zn = 32,69 g x 100% = 67,1% 48,72 g % de S = 16,03 g x 100% = 32,9 % 48,72 g

5 Le calcul du % de composition d après une formule chimique On peut aussi calculer le % de composition d après la formule chimique. On se sert de la masse molaire d un composé et de sa formule chimique pour son % de composition.

6 Exemple d un calcul de % de composition On suppose qu on a 1 mole du composé C 9 H 8 O, le cinnamaldéhyde, l odeur caractéristique de la cannelle. Calculer le % de composition du cinnamaldéhyde. Étape 1- Trouve la masse molaire du composé C 9 x 12,01 g/mol = 108,09 g/mol H 8 x 1,01 g/mol = 8,08 g/mol O 1 x 16,00 g/mol =16 g/mol Masse totale 132,17 g/mol

7 Exemple d un calcul de % de composition Étape 2 Divise la masse de chaque élément par la masse totale % de C = 108,09 g/mol x 100% = 81,8% 132,17 g/mol % de H = 8,08 g/mol x 100% = 6.11% 132,17 g/mol % de O = 16 g/mol x 100% = 12,1% 132,17 g/mol Donc, le cinnamaldéhyde contient 81,8% de C, 6.11% de H et 12,1% de O.

8 L utilité du % de composition dans l industrie Dans l industrie minière, on retrouve les minerais en forme de composés Si on veut extraire le cuivre d un composé, c est important de savoir le % de composition afin de déterminer la masse du métal qu on peut récolter et vendre Ceci détermine si une découverte minière est rentable

9 Exercice de pratique en classe p.260, #1 à 4 p.264, #11 à 14 P.266, #21 à 24

10 6.2 Les formules empiriques et les formules moléculaires Formule empirique C est la formule la plus simple qui indique le rapport de nombre entiers entre les éléments contenus dans ce composé. Elle ne donne pas la composition réelle d une molécule. Formule moléculaire C est la formule réelle qui fournit le nombre d atomes de chaque élément qui constitue une molécule ou une unité de formule.

11 Exemple

12 Déterminer la formule empirique d un composé Ex. #1 - Un composé mystérieux qui renferme 85,6% du C et 14,4% de H. Trouve la formule empirique. Étape 1 : - On suppose qu on a 100 g du composé, soit 85,6 g de C et 14,4 g de H Étape 2 : - Transforme masse en mole (Rappel : n = m/m) C n = 85,6 g = 7,1 mol 12,01g/mol H n = 14,4 g = 14,2 mol 1,01g/mol

13 Déterminer la formule empirique d un composé Étape 3 : - Fait les rapports en moles avec le plus petits chiffre en bas C 7,1 = 1 H 14,2 = 2 C 1 H 2 7,1 7,1 Donc la formule empirique du composé mystérieux est C 1 H 2 ou CH 2.

14 Déterminer la formule empirique d un composé Ex. #2 - Un composé mystérieux qui renferme 81,7% du C et 18,3% de H. Trouve la formule empirique. Étape 1 : - On suppose qu on a 100 g du composé, soit 81,7 g de C et 18,3 g de H Étape 2 : - Transforme masse en mole (Rappel : n = m/m) C n = 81,7 g = 6,8 mol 12,01g/mol H n = 18,3 g = 18,1 mol 1,01g/mol

15 Déterminer la formule empirique d un composé (conversion des indices) Étape 3 : - Fait les rapports de moles avec le plus petits chiffre en bas C 6,8 = 1 H 18,1 = 2,66 6,8 6,8 Puisque l un des indices a un décimale, il faut les multiplier par 3 selon le tableau C 1x3 H 2,66x3 = C 3 H 8 Donc la formule empirique du composé mystérieux est C 3 H 8

16 Déterminer la formule moléculaire d un composé L indice de la formule moléculaire = rapport molaire x Indice de la formule empirique Masse molaire = rapport molaire x masse molaire de la formule moléculaire de la formule empirique du composé

17 Déterminer la formule moléculaire d un composé Ex. - Le ribose a CH 2 O comme formule empirique. Du ribose a une masse molaire de 150 g/mol. Trouve la formule moléculaire. Étape 1 : - Trouve la masse molaire de la formule empirique C 1 x 12,01 g/mol = 12,01 g/mol H 2 x 1.01 g/mol = 2,02 g/mol O 1 x 16 g/mol = 16 g/mol 30,03 g/mol

18 Déterminer la formule moléculaire d un composé Étape 2 : - Trouve le rapport molaire entre la formule empirique et moléculaire masse molaire du ribose = 150 g/mol masse molaire de CH 2 O = 30,03 g/mol Donc 150 g/mol 30,03 g/mol = 5 Étape 3 : - Multiplie chaque indice de chaque élément dans la formule empirique par le rapport molaire trouvé dans l étape 2 C 1x5 H 2x5 O 1x5 = C 5 H 10 O 5

19 Exercice de pratique en classe p.270, #7, 9 p.273, #31 à 34 p.275, #41 à 47

20 Les hydrates et leurs formules chimiques Un grand nombre de composés ioniques qui se sont cristallisées à partir d une solution aqueuse contiennent des molécules d eau dans leur structure. Le composé ionique avec des molécules d eau dans leurs formules porte le nom hydrate. Ex. L acétate de sodium trihydraté, CH 3 COONa 3H 2 O

21 Un hydrate

22 Un anhydre Un composé ionique sans molécules d eau qui l entoure s appellent un anhydre Ex. CH 3 COONa. CH CH COONa 3 COONa

23 La masse molaire d un hydrate La masse molaire d un composé hydraté inclut toutes les molécules d eau dans un composé. Ex. Hydrate - CuCl 2 2H 2 O Cu 1 x 63,55 g/mol = 63,55 g/mol Cl 2 x 35,45 g/mol = 70,90 g/mol H 4 x 1.01 g/mol = 4,04 g/mol O 2 x 16 g/mol = 32,00 g/mol 170,49 g/mol Ex. Anhydre - CuCl 2 Cu 1 x 63,55 g/mol = 63,55 g/mol Cl 2 x 35,45 g/mol = 70,90 g/mol 134,45 g/mol

24 La détermination de la formule moléculaire d un hydraté On va calculer le # de molécules d eau dans le composé suivant - Ba(OH) 2 xh 2 O Ex. Un échantillon de Ba(OH) 2 xh 2 O de 50g renferme 27,2 g de Ba(OH) 2 a) Calcule le % massique d eau dans Ba(OH) 2 xh 2 O b) Trouve la valeur de x dans le Ba(OH) 2 xh 2 O

25 La détermination de la formule d un hydraté a) Étape1 Détermine la masse d eau dans Ba(OH) 2 xh 2 O 50 g Ba(OH) 2 xh 2 O 27,2 g Ba(OH) 2 = 22,8 g H 2 O Étape 2 Calcule le % massique % massique H 2 O = 50 g 27,2 g x 100% = 45,6% 50 g

26 La détermination de la formule d un hydraté b) Étape 1 Trouve la valeur de x en calculant le # de moles de Ba(OH) 2 et H 2 O i) M de Ba(OH) 2 Ba 1 x 137,33 g/mol = 137,33 g/mol H 2 x 1,01 g/mol = 2,02 g/mol O 2 x 16 g/mol = 32,00 g/mol 171,34 g/mol Mol de Ba(OH) 2 n = m/m = 27,2 g/171,34 g/mol = 0,159 mol

27 La détermination de la formule d un hydraté ii) M de H 2 O H 2 x 1,01 g/mol = O 1 x 16 g/mol = 2,02 g/mol 16,00 g/mol 18,02 g/mol Mol de H 2 O n = m/m = 22,8 g/18,02 g/mol = 1,27 mol

28 La détermination de la formule d un hydraté Étape 2 Rapport molaire [Ba(OH) 2 ] 0,159 [xh 2 O] 1,27 0,159 0,159 [Ba(OH) 2 ] 1 [xh 2 O] 8 Puisque le rapport est 8 à 1, la valeur de x est 8. Donc la formule moléculaire est Ba(OH) 2 8H 2 O

29 Exercice de pratique en classe p.278, #51 à 52, #55 à 57