RÉACTION CHIMIQUE. Objectifs: Reconnaître réactifs et produits dans une équation chimique

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1 RÉACTION CHIMIQUE Objectifs: Reconnaître réactifs et produits dans une équation chimique Balancer une équation chimique et interpréter les coefficients de l équation chimique pour calculer les quantités de réactifs nécessaires et/ou prédire la quantité de produits obtenue lors de la réaction Identifier le réactif limitant d un procédé chimique par la comparaison des quantités fournies de réactifs et interpréter le % d excès Calculer et interpréter la conversion du réactif limitant et le rendement du procédé

2 Rappel Retour sur les gaz SOMMAIRE Équation Chimique et Réaction Chimique Définition Stœchiométrie Rapport molaire Les calculs avec les réactions chimiques Réactif Limitant Conversion %excès Rendement 2

3 RAPPEL - GAZ Équation des gaz parfaits : PV = nrt Pa m 3 = mol R K Pa m³ R est la constante des gaz parfaits : R = 8,314 mol K Volume : 1L = 10 3 m³ 1mL = 10 6 m³ T K = T C + 273,15 Le volume est le même pour tous les gaz. Donc le débit volumique est le même pour tous les gaz. Air atmosphérique : Ais (AS) + eau Humidité relative : HR = P eau P eau Rapport de mélange : Y = m(eau) m(as) kg eau kg AS = P eau P AS 0,622 3 T rosée : température à laquelle la pression à saturation P eau devient égale à la pression partielle de l eau P eau.

4 RAPPEL - GAZ Équilibre liquide vapeur Dans un contenant fermé, si on a de l eau liquide, un équilibre se créé entre la phase vapeur et la phase liquide. De l eau liquide se transforme en gaz et il y a un échange continuel entre l eau liquide et l eau gaz. La pression de l eau au dessus du liquide est la pression de vapeur à saturation. P eau Voir tableau 2.1 ou Équation d Antoine: log 10 P eau = 10, T [Pa] [ C] 4

5 RAPPEL GAZ Équilibre liquide vapeur P atm = P AS + P eau On ajoute de l eau liquide On laisse l équilibre s établir P AS 2 P eau = P eau P atm a changé car le volume a changé La pression totale n est plus la P atm 5

6 RAPPEL EXEMPLES 1 Dans un contenant rigide fermé de 20L, on a de l air atmosphérique avec une pression de 101,3 kpa à 33 C. L humidité relative est de 40%. Quel est le nombre de moles d air atmosphérique? Que vaut la pression à saturation de l eau? Que vaut la pression partielle de l eau? 6

7 RAPPEL EXEMPLES 1-(SUITE) On ajoute 2L d eau liquide et on laisse l équilibre s établir. La température reste la même Que vaut la pression partielle de l eau? Que vaut la pression totale? On augmente la température à 40 C et on laisse l équilibre s établir. On considère la variation de l eau liquide comme négligeable. Que devient la pression totale? 7

8 RÉACTION CHIMIQUE Intéraction entre des substances pour former de nouvelles substances Attention : le changement d état n est pas une réaction chimique Chaque atome garde son identité Comment sait-on qu il y a transformation chimique? Dégagement d un gaz Changement de couleur Formation d un précipité Variation de l énergie sous forme de chaleur, de lumière, d explosion 8

9 ÉCRITURE DES ÉQUATIONS CHIMIQUES Coefficient stœchiométrique Équation chimique 2H 2 + O 2 2H 2 O Réactifs Produit Pour gaz : g Pour liquide : l Pour solide : s Aqueux : aq Principe de la conservation de la matière 2H 2 + O 2 2H 2 O Atomes Masses 8,06 g 64,0 g 72,06 g Conservation du nombre d atomes Conservation de la masse 9

10 EXERCICES On introduit, dans un tube à essai, une solution de chlorure de baryum (Ba 2+ (aq) + 2 Cl - (aq)) et une solution de sulfate de sodium (2 Na + (aq) + SO 4 2- (aq) ) Un précipité blanc de sulfate de baryum apparaît. 1. Rechercher les réactifs et les produits de cette transformation. 2. Quelle est la réaction qui modélise cette transformation? 10

11 ÉQUILIBRAGE DES ÉQUATIONS CHIMIQUES H 2 + O 2 H 2 O 2 atomes H + 2 atomes O 2 atomes H + 1 atome O Il n y a pas conservation du nombre d atomes!!!! Respecter principe de la conservation du nombre d atomes (Conservation de la matière) Au final : chaque espèce d atomes est en nombre égal des deux côtés de la flèche. 2H 2 + O 2 2H 2 O 4 atomes H + 2 atomes O 4 atomes H + 2 atomes O 11

12 LES COEFFICIENTS STŒCHIOMÉTRIQUES Les coefficients stœchiométriques indiquent proportions des réactifs pour réagir ensemble et les proportions de produits obtenus Autrement dit, le nombre de moles des réactifs et des produits qui participent à la réaction chimiques Deux méthodes utilisées : Par tâtonnement : équilibrer par essais successifs Méthode par équation La formule chimique ne change pas!!!!!!! 12

13 COEFFICIENTS STOECHIOMÉTRIQUES Nombres placés devant la formule de la substance Pas de fraction Ce sont des entiers Il doivent être les plus petits possibles Donnent les proportions dans lesquelles se combinent les réactifs pour former les produits. Rapport molaire : Proportion entre le nombre de moles des réactifs et des produits 2H 2 + O 2 2H 2 O Rapport = 2 moles H 2 1 mole O 2 Rapport = 2 moles H 2 2 moles H 2 O 13

14 PAR TÂTONNEMENT : 1. Déterminer les réactifs et les produits puis écrire leurs formules 2. On y va par tâtonnement jusqu à l obtention d un nombre égal d atomes pour chaque élément de part et d autre de la flèche. 3. Chercher des éléments qui n apparaissent qu une fois de chaque côté de la flèche a. Avec le même nombre d atomes b. Avec un nombre différent d atomes 4. Équilibrer les éléments qui apparaissent dans 2 ou plusieurs formules 5. VÉRIFIER 14

15 PAR ÉQUATION : 1. On attribue des coefficients algébriques à chacune des formules de l équation 2. On applique la loi de la conservation de la matière 3. On obtient un système d équation simultanée du premier degré à plusieurs inconnues 4. VÉRIFIER 15

16 EXERCICES Équilibrer ces équations : N 2 (g) + H 2 (g) NH 3 (g) Na (s) + Cl 2 (g) NaCl (s) Fe (s) + O 2 (g) Fe 3O 4 (s) C 2 H 6 (g) + O 2 (g) C O 2 (g) + H 2 O (l) C H 4 (g) + Cl 2 (g) CH Cl 3 (l) + H Cl (g) 16

17 EXERCICE Lors de la combustion de l éthane, celui-ci réagit avec de l oxygène gazeux pour former du dioxyde de carbone et de l eau. Écrire l équation de la réaction. Équilibrer l équation Combien faut il de moles d oxygène gazeux pour réaliser la combustion de 16 moles d éthane? Quelle est la masse de CO 2 obtenu? 17

18 STŒCHIOMÉTRIE Nombre de moles : 2H 2 + O 2 2H 2 O Situation Situation 2 6 2? Situation 1 : Proportions stœchiométriques Situation 2 : Il y a trop de H 2!!!!! Calcul avec rapport molaire 18

19 RÉACTIF LIMITANT C est celui qui limite la réaction. C est celui qui est épuisé en premier Méthode pour déterminer le réactif limitant : 1. Vérifier que l équation est équilibrée 2. Choisir un des deux réactifs (au hasard) et supposer qu il est le limitant. 3. Calculer la quantité de l autre réactif (supposément en excès) nécessaire pour terminer la réaction. Si la quantité de réactif en excès calculée est plus petite que la quantité réelle alors ce dernier est bien en excès et l hypothèse de départ est vérifiée. Si la quantité de réactif en excès calculée est plus grande que la quantité réelle alors il va en manquer, ce qui indique que ce dernier est le réactif limitant. 19

20 RÉACTIF LIMITANT EXEMPLE On a la réaction chimique suivant : CH 4 (g) + 3 Cl 2 (g) CHCl 3 (l) + 3 HCl (g) Le volume du contenant est de 1,5L à 60 C. La pression du méthane est 100 kpa. Le nombre de moles du Cl 2 est 0,150mol. 1. Qui est le réactif limitant? 20

21 RÉACTIF EN EXCÈS On peut calculer le % excès. Se calcule sans la conversion %excés = n(excés) n(nec) n(nec) n(excès) est le nombre de moles au départ du réactif en excès n nec est le nombre de mole du réactif en excès nécessaire pour réagir avec tout le réactif limitant coeff exces n nec = n(lim) coeff lim 21

22 EXEMPLE On a la réaction chimique suivant : CH 4 (g) + 3 Cl 2 (g) CHCl 3 (l) + 3 HCl (g) Le volume du contenant est de 1,5L à 60 C. La pression du méthane est 100 kpa. Le nombre de moles du Cl 2 est 0,150mol. 2. Quel est le %excès? 22

23 CONVERSION Conversion d un réactif (limitant): Proportion exprimée en % Représente le pourcentage de réactif limitant qui a réagit Se calcule une fois que la réaction chimique est terminée Si <100 : les conditions ne sont pas optimales conversion = n(lim) n(reste) n(lim) 100% n(lim) est le nombre de mole du réactif limitant au départ n(reste) est le nombre de mole du réactif limitant qui reste à la fin de la réaction chimique 23

24 EXEMPLE On a la réaction chimique suivant : CH 4 (g) + 3 Cl 2 (g) CHCl 3 (l) + 3 HCl (g) Le volume du contenant est de 1,5L à 60 C. La pression du méthane est 100 kpa. Le nombre de moles du Cl 2 est 0,150mol. Il reste 0,01mol de Cl Quelle est la conversion du réactif limitant? 24

25 RENDEMENT Concerne un produit en particulier η = n(exp) n(attendu) = m(exp) m(attendu) 100% n(exp) et m(exp) : sont les valeurs que l on mesure expérimentalement à la fin de la réaction chimique n(attendu) et m(attendu) : sont les valeurs que l on espère obtenir pour le produit. Il faut prendre en compte la conversion dans le calcul 25

26 EXEMPLE On a la réaction chimique suivant : CH 4 (g) + 3 Cl 2 (g) CHCl 3 (l) + 3H Cl (g) Le volume du contenant est de 1,5L à 60 C. La pression du méthane est 100 kpa. Le nombre de moles du Cl 2 est 0,150mol. Il reste 0,01mol de Cl 2. À la fin de la réaction chimique, on récupère 5,30 g de CHCl Quel est le rendement pour le CHCl 3 pour cette réaction chimique? 26

27 EXERCICE Pour éviter que les astronautes ne soient intoxiqués par leur rejet de CO 2, l air passe par des filtres qui renferment des granules de LiOH. 1. Équilibrer l équation CO 2 + LiOH Li 2 CO 3 + H 2 O En moyenne chaque astronaute rejette 1056 g de CO 2. Il y a 1321g de LiOH par astronaute. Malheureusement, le système laisse 15,2 g de CO Déterminer le réactif limitant. 3. Calculer le %excès. 4. Calculer la conversion du CO Calculer la masse de Li 2 CO 3 formé avec un rendement de 100%. En réalité on récupère 1458 g de Li 2 CO Calculer le rendement 27