Chimie quantitative TABLE DES MATIERES

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1 Cours / 2CH / Chimie quantitative / AIDE-MÉMOIRE (2 ème année) Chimie quantitative Pour télécharger le cours : cours-ch2-quantitative.pdf TABLE DES MATIERES 2.F. Introduction (notions de 2ème) G. Gaz : volume molaire (2CHOS) H. Résumé : Calcul des moles selon l état d une substances pure I. Équation équilibrée d une réaction J. Réactions stœchiométriques (2CHDF et 2CHOS) et non stœchiométriques (2CHOS) K. Solution et réaction en solution K.1 Concentration K.2 Préparation d une solution avec une concentration donnée K.3 Dilution des solutions K.4 Réaction en solution L. Résumé eleve/ volt1234

2 2.F. Introduction (notions de 2ème) Les séries d'exercices avec les objectifs et les laboratoires avec les nouvelles notions abordées en 2ème année sont résumés ci-dessous. EXERCICES ET OBJECTIFS Série 6 2CHOS Comprendre la signification de volume molaire des gaz parfaits Résoudre des problèmes avec des masse, des moles, des volumes, des nombres de particules ( molécules,etc.) dans le cas des gaz parfaits Résoudre des problèmes dans le cas des gaz parfaits lors de réaction stœchiométrique Série 7 2CHDF et 2CHOS Résoudre des problèmes avec des masse, des moles et des nombres de particules de réactifs et de produits lors de réaction stœchiométrique Série 8 2CHDF Résoudre des problèmes avec des masse, des moles et des nombres de particules de réactifs et de produits lors de réaction stœchiométrique Série 8 2CHOS Résoudre des problèmes avec des masse, des moles et des nombres de particules de réactifs et de produits lors de réaction non stœchiométrique Série 9 2CHDF et 2CHOS Comprendre la signification de concentration Comprendre la signification de molaire [mol/l], titre [g/l], %massique [g/100g]et % volumique [L/100L] Résoudre des problèmes avec des concentrations, des masse, des moles, des volumes, des nombres de particules ( molécules,etc.) dans le cas de mélange (solution,etc.) Série 10 2CHDF Résoudre des problèmes dans le cas de mélange (solution,etc.) lors de réaction stœchiométrique Série 10 2CHOS Résoudre des problèmes dans le cas de mélange (solution,etc.) lors de réaction stœchiométrique et non stœchiométrique (volumétrie,etc.) LABORATOIRES - Bicarbonate de sodium - Gravimétrie - Chasse aux sucres - Concentration des solutions - Volumétries etc. p.2

3 2.G. Gaz : volume molaire(2chos) En 1811, Amedeo Avogadro émit l hypothèse suivante : sous une même pression et à la même température, des volumes égaux de gaz différents contiennent le même nombre de molécules (ou d atomes si le gaz est monoatomique). V molaire = 24.1 litres à 20 C, 1atm Nous pouvons donc dire qu une mole de n importe quel gaz occupe toujours le même volume, appelé volume molaire. Exemples (à 20 C et 1 atm) a)une mole d oxygène O 2 ( molécules de O 2 ), pesant 32 g occupe un volume de 24.1 L. b) Une mole d hélium He ( atomes de He),pesant 4 g occupe aussi un volume de 24.1 L. A différentes conditions de pression et de température: Nous pouvons utiliser l équation des gaz parfaits. L équation des gaz parfaits : p V = n RT R est la constante des gaz parfaits Dans cette équation, les unités sont : p (Pa), V (m 3 ), n (mol),t (K) et R= 8, J mol -1 K -1 Exemple volume molaire à 20 C et 1 atm : T = K (20 C), p = 1 atm= Pa et n=1 mol V =n R T /p = 1 mol 8,314 J mol -1 K K / = m³ = 24.1 L pour 1 mol de gaz Evolution du volume molaire avec la température (p= 1 atm) : Température 0 C 20 C 25 C 50 C Volume molaire 22.4 L 24.1 L 24.5 L 26.5 L Approximativement, les conditions du laboratoire (20 C et 1atm). p.3

4 2.H. Résumé : Calcul des moles selon l état d une substances pure Ex. : 1 mol d eau GAZ LIQUIDE SOLIDE 24.1 L de vapeur d eau ml d eau g de glace à 20 C et 1atm à 20 C ( 2CHOS) ( 2CHOS et 2CHDF) ( 2CHOS et 2CHDF) Points communs : g de vapeur d eau g de glace g d eau 1 mol 1 mol 1 mol molécules molécules molécules Le résumé des démarches à effectuer selon l état de la substance pure. Exemple : H 2 O GAZ(2CHOS Volume molaire (19.5 C, 1atm) Volume [L] Masse [g] Masse molaire 24.1 L 1 mol 18.02g 1 mol...l...mol...g...mol Masse molaire g 1 mol...g...mol Moles [mol] Masse molaire g 1 mol...g...mol Masse [g] Masse [g] SOLIDE (2CHOS et 2CHDF) LIQUIDE ( 2CHOS et 2CHDF) Masse volumique (20 C) 998g 1L...g...L Volume [L] p.4

5 2.I. Équation équilibrée d une réaction Dans les précédents chapitres, nous avons étudié principalement des réactions chimiques de façon qualitative puisque nous nous intéressions à l apparition et la disparition de composés. L unique notion de chimie quantitative déjà étudiée était le nombre relatif d atomes, de molécules ou d ions apparaissant dans nos équations chimiques. Exemple H 2 O H 2 + O 2 L équation de la réaction n est pas équilibrée 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 L équation de la réaction est équilibrée Facteur Indice Pour équilibrer, on modifie le nombre en facteur devant la molécule, mais il est interdit de modifier les indices. La modification des indices crée une nouvelle substance qui n a pas été mise en évidence dans l expérience et souvent n existe même pas. Exemple d erreur lors de l équilibrage d une réaction en formant des substances pas présentes : H 2 O H 2 + O p.5

6 2.J. Réactions stœchiométriques (2CHDF et 2CHOS) et non stœchiométriques (2CHOS) Définitions et exemples La réaction stœchiométriques (2CHDF et 2CHOS) Si les quantités initiales en mole respectent la proportion indiquée par l équation équilibrée de la réaction, celle-ci s effectue dans des conditions dites stœchiométriques. Il n y a pas d excès de réactifs. Exemple : 125 g d hydrogène réagit avec 1000g d oxygène La réaction non stœchiométrique (2CHOS) Quand un chimiste synthétise un produit, les réactifs ne sont habituellement pas présents en quantités stœchiométriques, c est-à-dire dans les proportions indiquées par l équation chimique équilibrée. La réaction est effectuée alors dans des conditions dites non stœchiométriques. Le réactif épuisé le premier s appelle réactif limitant et le réactif restant s appelle réactif en excès. Lorsque le réactif limitant a été entièrement consommé, il ne se forme plus de produit et la réaction est stoppée. Le réactif en excès restera sans pouvoir réagir. Exemple : p.6

7 Modélisation au niveau moléculaire d une réaction (stœchiométrique et non stœchiométrique) Exemple : Situation de départ : 3 HCl Non stœchiométrique HCl + NaOH H 2 O + NaCl Milieu acide excès d acide(h + ) H + H + H + Milieu aqueux On ajoute 3 NaOH, donc il y a 3 HCl et 3 NaOH. Stœchiométrique H + + H OH - OH - OH - H + Milieu aqueux Les H + et OH - se lient pour former H 2 O, donc : Milieu neutre H 2 O H 2 O H 2 O Milieu aqueux On ajoute encore 2 NaOH, il y a eu mélange de 3 HCl et 5 NaOH au total Non stœchiométrique Milieu basique excès de base(oh - ) OH - H 2 O H 2 O OH - Milieu aqueux H 2 O p.7

8 Résolution d un problème avec une réaction stœchiométrique(2chdf et 2CHOS) Exemple Soit la réaction de précipitation entre 2 g de nitrate de plomb (II) et l iodure de potassium. Le précipité formé est l iodure de plomb (II). Quelle masse de KI faut-il utiliser ( réaction complète, stœchiométrique)? Quelle masse de précipité se forme-t-il? Pb(NO 3 ) KI PbI KNO 3 Masse 2g? g? g Masse g/mol g/mol g/mol molaire Mole mol mol mol 2 1 Proportionnalité (différentes manières de présenter les calculs) : g 1 mol = 2 g x mol x= mol de Pb(NO 3 ) g 1mol 2g x mol x= mol de Pb(NO 3 ) g 1 mol = x g mol x= 2.01 g de KI g 1mol x g mol x= 2.01 g de KI g 1 mol = x g mol x= 2.79 g de PbI g 1mol x g mol x= 2.79 g de PbI 2 Résumé: Pb(NO 3 ) KI PbI KNO 3 Avant la réaction: 2 g 2,01 g 0 g 0 g Après la réaction: 0g 0 g 2.79 g 1.22 g Pas d excès de réactifs Remarque : Les masses avant la réaction (4.01g) et après la réaction (4.01g) sont égales (la précision des calculs peut donner des fois des petites variations entre les masses avant et après la réaction) p.8

9 Résolution d un problème avec une réaction non stœchiométrique(2chos) Exemple On plonge 2 g d étain dans une solution contenant 3 g de nitrate d argent(i). Déterminer si l étain se transforme complètement? Si non, combien en restera-t-il en gramme? Il y a un excès de Sn, car 2 g de Sn réagit avec 5.71 de AgNO 3 (voir réaction stoechiométrique) et nous avons dans cet exemple que 3 g de nitrate d argent(i). Dans un premier temps, on cherche combien d étain va réagir avec 3 g de nitrate d argent (I) : Sn + 2AgNO 3 2 Ag + Sn(NO 3 ) 2 masse? g 3 g Masse g/mol g/mol molaire moles mol mol g = 3 g 1 mol x mol : 2 x = mol de AgNO,donc mol de Sn ayant réagi Ensuite., voici deux méthodes différentes pour résoudre ce problème: 1 ère possibilité : g x g = 1 mol mol x =1.05 g de Sn ayant réagi (qui s est transformé) Il restera donc 0.95 g d étain à la fin de la réaction, car Masse d étain en excès = masse d étain avant la réaction - masse d étain ayant réagi = 2g g = env. 0.95g 2 ème possibilité : g = 2 g 1 mol x mol x = mol de Sn avant la réaction Moles d excès de Sn= moles de Sn avant la réaction moles de Sn ayant réagi= = mol g x g = 1 mol mol x = env.0.96g de Sn en excès (restant) Résumé : Sn + 2AgNO 3 2 Ag + Sn(NO 3 ) 2 Avant la réaction: 2 g 3 g 0 g 0 g Après la réaction: 0.95 g 0 g 1.91 g 2.14g p.9

10 2.K. Solution et réaction chimique en solution Les substances que nous avons utilisées jusqu à maintenant était considérées comme pures. Nous allons mettons aborder des situations avec des mélanges de substances et surtout des mélanges homogènes (solution), car il s agit de la situation la plus courante dans un laboratoire de chimie. 2.K.1 Concentration La concentration des mélanges Afin de connaître la concentration d une des substances dans un mélange de plusieurs substances, il est nécessaire de connaître la quantité de cette substance dans un mélange. Le rapport entre la quantité de cette substance et la quantité du mélange est exprimé par la concentration : Concentration d une des substances dans un mélange = quantité dune des substances quantité du mélange La concentration des solutions Une solution est un mélange homogène de deux substances ou plus. Pour une solution composée d un solvant et d un soluté, la substance présente en moins grande quantité s appelle le soluté, tandis que la substance présente en plus grande quantité est le solvant. La concentration est donnée par le rapport entre la quantité de soluté et la quantité de la solution (solvant+soluté) : Concentration d un soluté dans une solution = quantité de soluté quantité de solution La concentration en chimie En chimie, les unités utilisées pour indiquer la concentration sont le plus souvent: le titre : s exprime en g/l ou mg/l la molarité : s exprime en mol/l (mol/l = M (en molaire) ) le pourcentage massique : s exprime en % massique (masse/masse) Autres possibilités : % volumique (volume/volume), % (masse/volume) Cas le plus courant : la solution aqueuse Pour qu une réaction ait lieu, il faut au préalable que les particules susceptibles de réagir entrent en contact. Cette condition est rarement réalisée lorsqu on met en présence deux substances solides, par contre elle est obtenue si l on met ces substances en solution liquide. C est pourquoi, les solides (solutés) sont dissous dans un solvant. Ces solutions sont le plus souvent des solutions aqueuses (solvant:eau), mais d autres solvants, tels que l alcool, l éther par exemple, peuvent être utilisés lorsque le composé est insoluble dans l eau. p.10

11 Changement d unités : titre, molarité,etc. Pour changer d unités ou résoudre des problèmes de concentration, on utilise toujours la proportionnalité, voici un exemple. Exemple 20 ml de la solution aqueuse de NaCl 0.5 M. Déterminez le titre de cette solution. M(NaCl)= g/mol 1 mol g 0.5 mol x g x = g de NaCl dans 1L, donc Titre= g/l de NaCl 2.K.2 Préparation d une solution avec une concentration donnée Expérience Comment préparez-vous 50 ml d une solution aqueuse de 0,2 M de chlorure de sodium NaCl? a) Déterminez la masse* de NaCl pour obtenir la bonne concentration et mettez le NaCl dans le ballon b) Ajoutez un peu d eau et dissolvez le NaCl c) Complétez avec de l eau jusqu au ménisque après dissolution pour éviter de dépasser le ménisque * 0.2 mol 1000 ml x mol 50 ml x = 0.01 mol de NaCl 0.01mol x g 1 mol g x = 0.58 g de NaCl p.11

12 2.K.3 Dilution des solutions Exemple Prenez 20 ml de la solution aqueuse de NaCl préparée auparavant et mettez-la dans un bécher de 100ml. Ajoutez 60ml d eau distillée. Calculez la nouvelle concentration en molarité. 20 ml x mol 1000 ml 0.2 mol x = mol de NaCl utilisé pour la dilution mol 80 ml (20mL+60mL) x 1000 ml x = mol de NaCl dans 1000 ml (1L) = M Pour des raisons de transport et d entreposage, les solutions sont généralement disponibles sous forme très concentrée. Bien souvent, il faut les diluer pour obtenir la concentration désirée plus petite. La dilution est un procédé qui consiste à diminuer la concentration d une solution. Cela se fait par ajout d un certain volume de solvant à un volume donné de solution. Il est à noter que le nombre de particules de soluté ne changera pas mais que le volume final de solution augmentera. 2.K.4 Réaction chimique en solution Exemple Pollution de l eau Suite à un accident, 50 L de HCL à 4M se déverse dans un aquarium contenant 1000 L d eau. Les poissons résistent peu à l acidification, aucun poisson ne peut se développer en dessous d un ph de 4.5. Quel volume d une solution de NaOH 3.5 M faudra-t-il ajouter pour neutraliser l acide chlorhydrique dans le réservoir et éviter ainsi une baisse du ph? HCl + NaOH NaCl + H 2 O Volume 50 L? L Concentration 4M 3.5 M Mole 200 mol 200 mol 1 4 mol 1 L = x mol 50 L x = 200 mol de Hcl 3.5 mol mol =200 1 L x L x = 57 L de NaOH Il faudra 57 L de NaOH à 3.5M p.12

13 2.L. Résumé Réaction : a Réactif 1 + b Réactif 2 +. c Produit Masse [g] Masse molaire [g/mol] Titre [gl/l] Volume de solution [L] Molarité [mol/l] MOLES Réactif 1 [mol] Par ex. :24.1 L /mol (20 C) Volume de gaz [L] molécule/mol Nombre de molécule Réaction stœchiométrique c/a (facteur) Masse [g] Masse molaire [g/mol] Titre [gl/l] Volume de solution [L] Molarité [mol/l] MOLES Produit 1 [mol] Par ex. :24.1 L /mol (20 C) Volume de gaz [L] molécule/mol Nombre de molécule p.13