La chimie quantitative Chimie 11 chapitre 2
Relier le macro au micro 2
La mole La mole est le nombre d'atomes de carbones dans 12 g de carbone. La masse molaire est la masse d'une mole. Elle est exprimée en g/mol. Masse atomique du carbone = 12. Masse molaire du carbone = 12 g x mol-1 3
Une mesure de quantité 1 mole = 6.022 x 1023 atomes ou molécules Nombre d'avogadro 4
La masse atomique La masse d'un atome est extrêmement faible : Protons & neutrons ~ 10-27 kg Électrons ~ 10-31 kg Notion de masse atomique relative par comparaison des poids des atomes entre eux : 5
La masse atomique La masse atomique est la masse d'un atome en unités de masse atomique. Une unité de masse atomique (u) est le douzième de la masse de l'isotope 12 du carbone La masse atomique moyenne est la moyenne des masses des isotopes selon leur pourcentage. Concrètement, elle est proche de la somme des protons et des neutrons. 6
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 molaire du carbone = 12,01 g On garde généralement 4 chiffres significatifs 7
Exemple Calcule la masse molaire de : CH4 H2O CH3COOH KNO3 Ni(OH)2 8
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 273.15 K (0 C) CL : 1013 hpa et 298.15 K (25 C) 9
CNTP : l/mol Volume molaire = 22.41 = 0.02241 m3/mol CL : Volume molaire = 24.47 = 0.02447 l/mol m3/mol 10
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? 11
Masse volumique Masse volumique = masse / volume Elle s'exprime généralement en grammes / litres. Masse volumique de l'eau = 1.0 g/ml (à 4 C) Attention : masse volumique se traduit par "density" 12
Exemples Calcule la masse volumique de CH2F2(g) aux CNTP Calcule la masse volumique de CaCO3 si 0,0316 moles de CaCO3 a un volume de 1,167 ml 13
Conversions Moles óparticules 1 mol = 6.022 x 1023 particules Moles ó Masse Masse molaire Moles ó Volume (gaz parfait) Volume molaire = 22.41 l/mol Moles ó Volume (autres cas) masse volumique = masse / volume 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 formule moléculaire _ formule empirique formule empirique X_ formule moléculaire 15
Exemple 1 : quelle est la formule empirique d'une substance composée en masse de 80,0 % de carbone et 20,0 % d'hydrogène? 16
Exemple 2 : une molécule a pour formule empirique HO et une masse molaire de 34,0 g. Quelle est sa formule moléculaire? 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? 18
Molarité La molarité ou concentration molaire est le nombre de moles contenu dans 1 litre de solution Elle s'exprime en mol/l c=n/v 19
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 concentration ou de molarité, on se réfère toujours au soluté 20
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Dilution / concentration Dilution => molarité æ Concentration => molarité ä cconc x vconc = cdil x vdil 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? 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? 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 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) 28
Loi de conservation Lavoisier (1743-1794) : Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme 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 30
Question : lors d'une réaction chimique, quels sont les éléments qui sont conservés? les phases le nombre d'atomes le volume le nombre de moles 31
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 32
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 33
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 34
Les types de réactions 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) 35
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) 36
La stoechiométrie La stoechiométrie mesure la relation entre les quantités de réactants consommés et les quantités de produits résultants. 2 H2 + O2 à 2 H 2O 2 molécules 1 molécule 2 molécules 20 molécules 10 molécules 20 molécules 2x6.023x1023 molécules 1x6.023x1023 molécules 2x6.023x1023 molécules 2 moles 1 mole 2 moles 37
Exemple Dans la réaction N2 + 3 H2 à 2 NH3, combien de molécules de N2 sont nécessaires pour réagir avec 15 molécules de H2? 38
Exemple Dans la réaction N2 + 3 H2 à 2 NH3, combien de moles de NH3 sont produites quand 18 moles de H2 sont utilisées? 39
Les calculs stoechiométriques 40
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? 41
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? 42
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)? 43
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? 44
Stoechiométrie et molarité Rappel : la concentration ou molarité est le ratio du nombre de moles par le volume. nombre de moles Concentration= volume n C= V ou C V =n 45
Exemple Soit la réaction : H3PO4 + 2 KOH à K2HPO4 + 2 H2O Si 19,8 ml de H3PO4 réagissent avec 25,0 ml de KOH de concentration 0,500 M, quelle est la concentration de H3PO4? 46
Exemple Soit la réaction : H3PO4 + 2 KOH à K2HPO4 + 2 H2O Quel volume d'hydroxyde de potassium de molarité 0,200 M est requis pour réagir avec 125 ml d'acide phosphorique de concentration 0,250 M pour produire de l'hydrogénophosphate de potassium? 47
Deux types de calculs (1) 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 48
Deux types de calculs (2) 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 49
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? 50
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? 51
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 52
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? 53
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 54
11 éléments gazeux 55
Les molécules diatomiques 56
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 57
Grandeurs physiques Température Volume Quantité de matière Pression : force exercée par unité de surface Se mesure en pascal 1 Pa = 1 N/m2 58
Loi de Boyle-Mariotte À température constante, le volume est inversement proportionnel à la pression. V 1/P 59
Loi de Gay-Lussac À pression constante, le volume est proportionnel à la température. V T 60
Équation des gaz parfaits Volume Pression Température PV = nrt Nombre de moles Constante des gaz parfaits : R = 8,314 kpa x L / mol x K Ou R = 8,314 Pa x m3 / mol x K 61
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. 62
Exemple Calcule le volume en litres qu'occupent 7,40 g de NH3 à CNTP. 63
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. 64