Module 2- Quantités chimiques Nombre de masse vs masse atomique Nombre de masse : somme des p + + n 0 / la valeur peut changer Masse atomique : MOYENNE des masses des isotopes d une sorte d élément / la valeur ne peut pas changer 2.1 Quantité d atomes ou de molécules En général, les atomes d un élément n ont pas tous la même masse. Des atomes d un même élément qui contiennent des nombres différents de neutrons portent le nom d isotopes. La plupart des éléments sont constitués de 2 isotopes ou plus. Exemple : 6 Li et 7 Li (les 2 isotopes du lithium) 3 3 Labo express p.168 (Chimie I) Des cents et des isotopes Comme les atomes d un élément donné n ont pas tous le même # n 0, ils n ont pas la même masse atomique (A = #p + + # n 0 ). La quantité relative de chaque isotope présent dans un élément porte le nom d abondance relative d un isotope ou % d abondance.
Exemple : Le magnésium a trois isotopes naturels peut importe sous quelle forme on le retrouve (comprimés, eau de mer ou hydroxyde). 24 Mg 25 Mg 26 Mg 12 12 12 % abondance 79% 10% 11% Masse atomique moyenne d un élément correspond à la masse atomique dans le tableau périodique correspond à la moyenne des masses de tous les isotopes de cet élément tient compte du % d abondance de chaque isotope du même élément Afin de calculer la masse atomique moyenne d un élément, il faut connaître la masse atomique et le % abondance de chacun de ses isotopes. Masse atomique moyenne = ( m.a. du 1er isotope X % abondance ) + ( m.a. du 2e isotope X % abondance ) + Exemple : Le lithium possède deux isotopes; le lithium 6 ( 6 Li) et le lithium 7 ( 7 Li). Le lithium 7 a une masse de 7,015u et il représente 92,58% du lithium. Le lithium 6 a une masse de 6,015u et il constitue les 7,42% restant. Calculer la masse atomique moyenne du lithium. (réponse : 6,94u)
Exemple : À l état naturel, l argent se présente sous la forme de deux isotopes. Le 1 er isotope a une masse de 106,9u et représente 51,8% tandis que le 2 e isotope a une masse de 108,9u et représente 48,2%. Déterminer la masse atomique moyenne de l argent. (réponse : 107,864u) Faire les exercices 1 à 4 p. 167-168 En laboratoire comme dans la vie courante, on a affaire à des quantités macroscopiques qui renferment des nombres incroyables d atomes ou de molécules. Peux-tu imaginer une recette de biscuits qui requiert six septillions de molécules de bicarbonate de soude? Que se passerait-il si, à la quincaillerie, le prix du fil de cuivre était fixé à l atome plutôt qu au mètre? S il fallait payer sa facture d eau d après le nombre de molécules consommées! On arriverait à des nombres ridiculement élevés et peu pratiques. TU VERRAS COMMENT LES CHIMISTES REGROUPENT DE GRANDS NOMBRES D ATOMES EN DES QUANTITÉS FACILEMENT MESURABLES. Lorsq ue tu achètes des comprimés contre le mal de tête à la pharmacie, tu sais que chaque comprimé contient la dose appropriée pour obtenir l effet escompté. Des années d essais et de perfectionnement ont permis de déterminer la quantité optimale de l ingrédient actif que tu dois absorber. S il y en a moins, le comprimé ne ferait peut-être pas effet et s il y en avait de plus, il pourrait être dangereux pour la santé. Au cours de la fabrication des comprimés, l ingrédient actif doit être pesé en masse.
Toutefois, lorsque le chimiste effectue des tests sur l efficacité des comprimés, ils ont besoin de savoir combien de molécules de la substance (ingrédient actif) sont présentes. 2.1.2 La constante d Avogadro et la mole Lorsqu on doit compter beaucoup d objets à l intérieur d un vaste ensemble, il est souvent plus pratique de travailler avec des groupes d objets plutôt qu avec des objets individuels. Par exemple, quand on entend le terme «douzaine», on pense au nombre 12, peu importe de quels objets il s agit (œufs, crayons, balle de base-ball, etc.). Les chimistes utilisent une quantité beaucoup plus importante que la douzaine pour regrouper les atomes et les molécules. Cette quantité est appelée la mole. quantité de substance ou de matière. renferme 6,02 x 10 23 particules de cette substance N A = constante d Avogadro = 6,02 x 10 23 particules Exemples : 1 mole Na = 6,02 x 10 23 atomes de Na 1 mole NaCl = 6,02 x 10 23 molécules de NaCl 1 mole O 2- = 6,02 x 10 23 ions O 2-
Exemples : i) Un échantillon contient 1,25 mole de dioxyde de carbone d azote (NO 2 ). a) Combien y a-t-il de molécules dans cet échantillon? b) Combien y a-t-il d atomes dans cette échantillon? ii) Combien y a-t-il de moles dans un échantillon de dioxyde de carbone qui renferme 5,83 x 10 24 molécules? Faire les exercices 13 à 18 p.177 les exercices 19 à 22 p.178
Définitions possibles pour la mole Atome Na Molécule NaCl 1 mole Na = 6,02 X 10 23 atomes Na 1 mole NaCl = 6,02 X 10 23 molécules NaCl 1 mole Na = 23g 1 mole NaCl = 58g 1 molécule NaCl = 2 atomes Exemple : Une fiole contient 0,75 mole de dioxyde de carbone gazeux, CO 2. Quelle est la masse de cet échantillon? Exemple : Combien y a-t-il de moles d acide acétique dans un échantillon de 23,6g? Faire les exercices 27, 28 et 30 p. 186 les exercices 31, 32 et 33 p.187
2.1.3 La masse molaire (M) Pour être plus pratique, on n utilise pas des unités de masse atomique ( ) mais des grammes (g). Exemples : masse d un atome C = 12 masse atomique masse d une mole d atomes C = 12 g masse molaire La masse d une mole d une substance porte le nom de masse molaire (son symbole est M). La masse molaire s exprime en g/mole. Trouver la masse molaire d un élément On regarde tout simplement la masse atomique de l élément dans le tableau périodique. Exemples : M Au = 197g/mole M Na = 23g/mole
Trouver la masse molaire d un composé Il faut faire la somme de tous les éléments qui sont dans ce composé. Exemples : MC 6H 12O 6 = (6 x 12 g/mole) + (12 x 1 g/mole) + (6 x 16 g/mol) = (72 g/mole) + (12 g/mole) + (96 g/mole) = 180 g/mole MCH 3COOH = Exemple : Quelle est la masse de 1 mole de phosphate de calcium, Ca 3 (PO 4 ) 2? Mca 3(PO 4) 2 = * Faire environ 3 autres exemples avec les élèves. Faire l exercice 24 p.184
2.2 Proportions chimiques dans les composés Peut lire le 2 e et le 3 e paragraphe de la page 197 pour amener l élève à voir et à comprendre ce qu on va leur montrer dans la prochaine section. 2.2.1 La loi des proportions définies stipule que les éléments qui forment un composé chimique sont toujours présents dans un même rapport massique Exemple : 1 molécule d eau (H 2 O) 2 atomes H 1 atome O 1 molécule de peroxyde d hydrogène (H 2 O 2 ) 2 atomes H 2 atomes O Exemples : i) Quelle masse de fluor se combinera avec 90g de sodium pour former du NaF? Na : F 23g Na : 19g F 90g Na :? 74,35g F 90g Na x 19g F 23g Na ii) Quelle masse de fer se combinera avec 155g de chlore pour former du FeCl 2? Faire la feuille de travail 1 à 5 loi des proportions définies
Le pourcentage massique (% massique) % massique d un élément = masse de l élément X 100 masse du composé Exemple : Un composé d une masse de 108g contient 3g d hydrogène et 105g de chlore. a) Quel est le % massique de l hydrogène dans ce composé? b) Quel est le % massique du chlore dans ce composé?
Le pourcentage de composition indique la masse relative de CHAQUE ÉLÉMENT dans un composé indique le % massique de CHAQUE ÉLÉMENT dans le composé Exemple : Le % de composition de la vanilline (C 8 H 8 O 3 ) est 63.1% de carbone, 5.3% d hydrogène et 31.6% d oxygène. Exemple : Un composé d une masse de 48,72g contient 32,69g de zinc et 16,03g de soufre. Quel est son pourcentage de composition? Faire les exercices 1 à 4 p.201
Calculer le % de composition d après une formule chimique On calcule souvent le % de composition d après une formule chimique. C est une technique efficace lorsqu on veut extraire un élément donné d un composé. Par exemple, un grand nombre de métaux, tels le fer et le mercure, existent sous forme de minéraux. Ainsi, on trouve du mercure à l état naturel sous forme de sulfure de mercure II (HgS). Le fait de connaître le % de composition du HgS aide les métallurgistes à prévoir la masse de mercure qu ils peuvent extraire d un échantillon de ce composé. Exemple : Détermine le % de composition du HgS. 1 ère étape : Trouver la masse molaire de chaque élément dans le composé 2 e étape : Trouver la masse molaire du composé 3 e étape : Trouver le % massique de chaque élément dans le composé
Exemple : Le cinnamaldéhyde (C 9 H 8 O) est à l origine de l odeur caractéristique de la cannelle. Détermine le % de composition du cinnamaldéhyde en calculant les pourcentages massiques de carbone, d hydrogène et d oxygène. Faire les exercices 5 à 8 p.204
2.2.2 La formule empirique aussi appelé la formule la plus simple indique LE PLUS SIMPLE RAPPORT entre les éléments contenus dans le composé ne donne pas la composition réelle d une molécule Formule moléculaire Formule empirique H 2 O 2 (peroxyde d hydrogène) C 6 H 12 O 6 (glucose) C 2 H 2 (acétylène) C 6 H 7 N (aniline) H 2 O (eau) HO CH 2 O CH C 6 H 7 N H 2 O Exemple : Calcule la formule empirique d un composé qui renferme 85,6% de carbone et 14,4% d hydrogène. 1 ère étape : Transformer chaque % massique en mole 85,6% = 85,6g / 100g 2 e étape : Trouver le rapport le plus simple (diviser par la plus petite quantité de mole) Faire les exercices 9 à 12 p.209
2.2.3 La formule moléculaire la formule réelle fournit le d atomes de chaque élément qui forme le composé (exemple : benzène C 6 H 6 formule moléculaire) nous donne plus d informations sur la structure du composé que la formule empirique (voir tableau p.215) La détermination de la formule moléculaire d un composé Pour trouver la formule moléculaire, on utilise l équation suivante n = masse molaire de la formule moléculaire masse molaire de la formule empirique On va avoir la masse molaire du composé et celle de la formule empirique. Il faut trouver «n» (rapport entre la masse molaire et la masse empirique) et on le multiplie par la masse molaire de la formule empirique.
Exemple : La formule empirique du ribose est CH 2 O. Au cours d une expérience avec un spectromètre de masse, on établi que ce composé a une masse molaire de 150g/mole. Quelle est la formule moléculaire du ribose? 1 ère étape : On trouve la masse molaire de la formule empirique 2 e étape : On trouve le rapport entre la masse molaire du composé et la masse molaire de la formule empirique («n») Rapport (n) = masse molaire du composé. Masse molaire de la formule empirique 3 e étape : On écrit la formule moléculaire en multipliant chaque indice de la formule empirique par le rapport (n) Faire les exercices 17 à 20 p.218
La détermination de la formule moléculaire d un hydrate Les hydrates sont les composés qui à partir d une solution aqueuse se sont cristallisés et contiennent de l eau. Exemple : MgSO 4 7 H 2 O sel d Epson (sulfate de magnésium heptahydraté) Les composés qui ne contiennent aucune molécule d eau sont appelés anhydres pour les distinguer de leur forme hydratée. Exemple : sulfate de calcium anhydre CaSO 4 sulfate de calcium bihydraté CaSO 4 2 H 2 O Lorsqu on veut calculer la masse molaire d un hydrate, il faut inclure la masse des molécules d eau. M MgSO 4 7 H 2O = (24 g/mole) + (32 g/mole) + (4x16 g/mole) + (14x1 g/mole) + (7x16 g/mole) = ( 24 g/mole) + (32 g/mole) + (64 g/mole) + (14 g/mole) + (112 g/mole) = 230 g/mole Exemple : Un hydroxyde de baryum hydraté, Ba(OH) 2 x H 2 O, est utilisé pour fabriquer des sels de baryums et pour préparer certains composés organiques. a) Un échantillon de 50g de cet hydrate renferme 27,2g de Ba(OH) 2. Calcule le pourcentage massique de l eau dans le Ba(OH) 2 x H 2 O. b) Trouve la valeur de x dans le Ba(OH) 2 x H 2 O.
a) 1 ère étape : Trouver la masse molaire de l eau 2 e étape : Trouver le % massique de l eau b) 1 ère étape : Trouver le nombre de moles dans le composé anhydre
2 e étape : Trouver le nombre de moles d eau 3 e étape : Faire les mêmes étapes que la détermination de la formule empirique (déterminer l indice de chacun) Faire les exercices 23 et 24 p.225