Chapitre 5 : REACTION CHIMIQUE ET LOIS DE CONSERVATION S 4 F I) Loi de conservation de la matière : 1) A l échelle moléculaire : On considère la réaction vive qui a lieu entre le fer (Fe (s)) et le soufre (S (s)) et qui donne le sulfure de fer (FeS (s)) : Fe (s) + S (s) FeS (s) La stœchiométrie d'une réaction chimique repose sur deux principes : - au cours de la réaction, il n'y a ni création ni disparition de matière. - la nature des atomes reste inchangée. Seuls les échanges d'électrons sont possibles.
I) Loi de conservation de la matière : 2) A l échelle macroscopique : Partant du principe de conservation de la matière, on en conclut qu'au cours de la réaction, il y a conservation de la masse : La masse des réactifs qui réagissent doit être égale à la masse des produits qui se forment. On prélève plusieurs exemplaires d une masse m Fe = 5,58 g de fer et d une masse m S = 3,22 g de soufre avec une balance électronique. Les masses mesurées correspondent à un 1/10 ème de la masse molaire atomique de l élément, indiquée dans le tableau périodique!
I) Loi de conservation de la matière : 2) A l échelle macroscopique : a) Mélange stœchiométrique : A l aide d un pilon, dans un mortier, on mélange une masse 3.m Fe 16,74 g et une masse 3.m S 9,66 g : On dépose le mélange sur une brique réfractaire et on l'enflamme à l'aide du bec Bunsen : Une forte odeur nauséabonde se dégage au cours de la combustion. Le produit formé est du sulfure de fer (FeS) solide gris et poreux. La mesure de la masse du sulfure de fer donne m FeS 26,30 g. Aux erreurs expérimentales près, la masse de sulfure de fer est égale à la somme des masses des réactifs de départ.
I) Loi de conservation de la matière : 2) A l échelle macroscopique : b) Réactif en excès : Dans un mortier, on mélange intimement une masse 3.m Fe 16,74 g et une masse 5.m S 16,10 g. On dépose le mélange sur une brique réfractaire et on l'enflamme à l'aide du bec Bunsen. En plus de la forte odeur nauséabonde du sulfure de fer (FeS), on sent une odeur piquante et des fumées blanches, correspondant à un dégagement d'oxydes de soufre. La mesure de la masse du sulfure de fer donne m FeS 26,35 g. Aux erreurs expérimentales près, la masse de sulfure de fer est égale à celle de la première expérience.
I) Loi de conservation de la matière : 2) A l échelle macroscopique : c) Conclusion : Pour obtenir une réaction complète, il ne sert à rien de mettre l'un des réactifs en excès. Les propriétés physiques et chimiques des réactifs de départ n'ont rien à voir avec les propriétés physiques et chimiques des produits de la réaction. Lorsque les réactifs sont pris dans des proportions correctes (m Fe et m S, ou 3.m Fe et 3.m S,...) qu'on appelle proportions stœchiométriques, la réaction peut être totale.
1) Interprétation d une transformation chimique : Au cours du XIX e siècle, les chimistes ont déduit l'existence d'entités élémentaires : les molécules, formées d atomes. Lors des réactions chimiques il se produit de nombreux chocs entre les molécules des réactifs. Au cours d'une transformation chimique, les atomes des molécules des réactifs se recombinent lors des chocs pour donner les molécules des produits. On traduit la transformation chimique par une écriture symbolique : L équation-bilan, dans laquelle on représente les atomes par le symbole de leur élément, on peut indiquer l état des différentes espèces : Fe (s) + S (s) FeS (s) Les coefficients stœchiométriques doivent être choisis entiers, les plus petits possible. L équation bilan symbolise ce qui se produit à l échelle atomique : Fe (s) + S (s) FeS (s)
2) Unité de quantité de matière : Si l'on veut vérifier la conservation de la matière (et de la charge électrique) lors d une réaction, il faut utiliser les réactifs en quantités mesurables à notre échelle (échelle macroscopique). La masse d'un atome étant très faible il faut prendre un très grand nombre de molécules pour en avoir une quantité macroscopique. L'unité de quantité de matière définit donc le nombre d'entités (atomes, molécules, ions, électrons ou particules) contenue dans l'unité de quantité de matière de cette entité. L'unité de quantité de matière s'appelle la mole (symbole mol). Une mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités (atomes, molécules, ions, électrons ou particules) qu'il y a d'atomes dans 12 g de 12 6C. Dans 12 g de "carbone 12" il y a 6,02.10 23 atomes 12 6C. Le nombre d'avogadro est le nombre N A = 6,02.10 23 d'entités contenues dans une mole.
3) Exemples d applications : Désormais, la réaction du fer avec le soufre peut s'interpréter à l'échelle macroscopique en disant qu'une mole de fer réagit avec une mole de soufre pour donner une mole de sulfure de fer. On traduit cette réaction à l'échelle macroscopique par une équation-bilan : Fe (s) + S (s) FeS (s) Les modèles moléculaires nous permettent de comprendre la "mécanique" d'une réaction chimique. Exemple : synthèse de l'eau : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O - À l échelle moléculaire : - À l échelle macroscopique : 2 moles de dihydrogène (2xN A molécules de H 2 ) réagit avec 1 mole de dioxygène (N A molécules de O 2 ) pour donner 2 moles d eau (2xN A molécules de H 2 O).
4) Autres exemples : a) Combustion du carbone : - À l échelle moléculaire : C + O 2 CO 2 - À l échelle macroscopique : 1 mole de carbone (N A atomes de C) réagit avec 1 mole de dioxygène (N A molécules de O 2 ) pour donner 1 mole de dioxyde de carbone (N A molécules de CO 2 ).
4) Autres exemples : b) Combustion du méthane : - À l échelle moléculaire : CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O - À l échelle macroscopique : 1 mole de méthane (N A molécules de CH 4 ) réagit avec 2 moles de dioxygène (2xN A molécules de O 2 ) pour donner 1 mole de dioxyde de carbone (N A molécules de CO 2 ) et 2 moles d eau (2xN A molécules de H 2 O).
5) Détermination des coefficients stœchiométriques : Les coefficients stœchiométriques nous donnent les proportions entre les quantités de matière des différentes espèces chimiques. Les coefficients stœchiométriques doivent traduire les lois de conservation de la matière et de la charge électrique. Les coefficients stœchiométriques doivent être des nombres entiers les plus petits possible. A partir de ces deux règles, on détermine les coefficients stœchiométriques par une méthode intuitive ou par une technique mathématique. Exemple : Equilibrer les équations des réactions suivantes : H 2 + O 2 H 2 O
5) Détermination des coefficients stœchiométriques : Les coefficients stœchiométriques nous donnent les proportions entre les quantités de matière des différentes espèces chimiques. Les coefficients stœchiométriques doivent traduire les lois de conservation de la matière et de la charge électrique. Les coefficients stœchiométriques doivent être des nombres entiers les plus petits possible. A partir de ces deux règles, on détermine les coefficients stœchiométriques par une méthode intuitive ou par une technique mathématique. Exemple : Equilibrer les équations des réactions suivantes : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O H 2 + N 2 NH 3
5) Détermination des coefficients stœchiométriques : Les coefficients stœchiométriques nous donnent les proportions entre les quantités de matière des différentes espèces chimiques. Les coefficients stœchiométriques doivent traduire les lois de conservation de la matière et de la charge électrique. Les coefficients stœchiométriques doivent être des nombres entiers les plus petits possible. A partir de ces deux règles, on détermine les coefficients stœchiométriques par une méthode intuitive ou par une technique mathématique. Exemple : Equilibrer les équations des réactions suivantes : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 3 H 2 + N 2 2 NH 3 O 2 + NH 3 NO + H 2 O
5) Détermination des coefficients stœchiométriques : Les coefficients stœchiométriques nous donnent les proportions entre les quantités de matière des différentes espèces chimiques. Les coefficients stœchiométriques doivent traduire les lois de conservation de la matière et de la charge électrique. Les coefficients stœchiométriques doivent être des nombres entiers les plus petits possible. A partir de ces deux règles, on détermine les coefficients stœchiométriques par une méthode intuitive ou par une technique mathématique. Exemple : Equilibrer les équations des réactions suivantes : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 3 H 2 + N 2 2 NH 3 5 O 2 + 4 NH 3 4 NO + 6 H 2 O NO + O 2 NO 2
5) Détermination des coefficients stœchiométriques : Les coefficients stœchiométriques nous donnent les proportions entre les quantités de matière des différentes espèces chimiques. Les coefficients stœchiométriques doivent traduire les lois de conservation de la matière et de la charge électrique. Les coefficients stœchiométriques doivent être des nombres entiers les plus petits possible. A partir de ces deux règles, on détermine les coefficients stœchiométriques par une méthode intuitive ou par une technique mathématique. Exemple : Equilibrer les équations des réactions suivantes : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 3 H 2 + N 2 2 NH 3 5 O 2 + 4 NH 3 4 NO + 6 H 2 O 2 NO + O 2 2 NO 2 Fe + H 3 O + Fe 2+ + H 2 + H 2 O
5) Détermination des coefficients stœchiométriques : Les coefficients stœchiométriques nous donnent les proportions entre les quantités de matière des différentes espèces chimiques. Les coefficients stœchiométriques doivent traduire les lois de conservation de la matière et de la charge électrique. Les coefficients stœchiométriques doivent être des nombres entiers les plus petits possible. A partir de ces deux règles, on détermine les coefficients stœchiométriques par une méthode intuitive ou par une technique mathématique. Exemple : Equilibrer les équations des réactions suivantes : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 3 H 2 + N 2 2 NH 3 5 O 2 + 4 NH 3 4 NO + 6 H 2 O 2 NO + O 2 2 NO 2 Fe + 2 H 3 O + Fe 2+ + H 2 + 2 H 2 O
6) Coefficients stœchiométriques et quantité de matière : a) Exemple de la synthèse de l eau : L équation bilan s écrit : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O A l échelle moléculaire : 2 molécules de dihydrogène H 2 doivent réagir avec 1 molécule de dioxygène O 2 pour donner 2 molécules d eau H 2 O. A l échelle macroscopique : 2 moles de dihydrogène H 2 doivent réagir avec 1 mole de dioxygène O 2 pour donner 2 moles d eau H 2 O. On pourrait dire également que n H2 = 1254 moles de dihydrogène H 2 doivent réagir avec n O2 = 627 moles de dioxygène O 2 pour donner n H2 O = 1254 moles d eau H 2 O. On remarque qu il existe des relations simples entre ces quantités de matière et les coefficients stœchiométriques de l équation bilan. En effet, on peut écrire : n 2 1254 2 no 1 627 1 nh 2 2 2 O = = = = = H 2 1254 2
6) Coefficients stœchiométriques et quantité de matière : b) Généralisation : On considère une réaction fictive dont l équation bilan s écrit : α A + β B γ C + δ D A et B sont des réactifs et C et D sont des produits. α, β, γ et δ sont les coefficients stœchiométriques. Soit n A et n B les quantités de matière des réactifs A et B qui réagissent effectivement au cours de la réaction. Soit n C et n D les quantités de matières des produits C et D qui se forment. Entre les différentes quantités de matière existent les relations : na = nb = nc D = n α β γ δ
III) Masse molaire : 1) Masse molaire atomique : La masse molaire atomique d'un élément est la masse d'une mole d'atomes de cet élément. La masse molaire atomique s exprime en gramme par mole (g.mol -1 ). La masse molaire atomique tient compte de la composition isotopique de l'élément dans la nature. Exemple : Calculer la masse molaire atomique du bore, sachant que le bore est composé de deux isotopes : 19,64 % de B (de masse molaire atomique M 10 = 10,0129 g.mol 1 ) et 80,36 % de B (de masse molaire atomique M 11 = 11,0093 g.mol 1 ). On trouve M B = 10,8 g.mol 1.
III) Masse molaire : 2) Masse molaire moléculaire : La masse molaire moléculaire est la masse d'une mole de molécules. La masse molaire moléculaire est égale à la somme des masses molaires atomiques des atomes qui la constituent. La masse molaire moléculaire s exprime en gramme par mole (g.mol -1 ). Exemple : La masse molaire moléculaire du dihydrogène H 2 est : M H2 = 2xM H = 2x1,0 = 2,0 g.mol 1 La masse molaire moléculaire de l eau H 2 O est : M H2 O = 2xM H + M O = 2x1,0 + 16,0 = 18,0 g.mol 1 La masse molaire moléculaire du dioxyde de carbone CO 2 est : M CO2 = M C + 2xM O = 12,0 + 2x16,0 = 44,0 g.mol 1
III) Masse molaire : 3) Masse, masse molaire et quantité de matière : La masse effective m X (en g) d une espèce chimique X est égale au produit de sa masse molaire moléculaire M X (en g.mol 1 ), par sa quantité de matière n X (en mol) : m X = M X. n X Exercice : Quelle quantité de matière n Na2 SO 4 de sulfate de sodium représente une masse m Na2 SO 4 = 14,21 g? On donne les masses molaire atomiques : M Na = 23,0 g.mol 1, M O = 16,0 g.mol 1, M S = 32,1 g.mol 1 La masse molaire moléculaire du sulfate de sodium est : M Na2 SO 4 = 2xM Na + M S + 4xM O = 142,1 g.mol 1 D où n m M 14,21 142,1 Na 2SO4 = Na2SO4 = = Na2SO4 0,1 mol
IV) Volume molaire : 1) Loi d Avogadro : Dans les mêmes conditions de pressions et de température tous les gaz occupent le même volume.
IV) Volume molaire : 2) Définitions : Dans chaque cas, il faut préciser les conditions de pression et de température dans lesquelles les volumes sont mesurés. On définit plus particulièrement les : conditions normales de pression et température (C.N.P.T.) : P = 1 atm. = 1013,25 hpa et T = 0 C = 273 K. conditions standards de pression et température (C.S.P.T.) : P = 1 atm. = 1013,25 hpa et T = 25 C = 298 K. Le volume molaire V m d'un gaz est le volume qu'occupe une mole de ce gaz pris dans des conditions données de pression et de température.
V) Concentration molaire volumique et molarité : 1) Définition : La concentration molaire volumique ou molarité d'un corps en solution est égale à la quantité de matière de ce corps par litre de solution. La concentration molaire volumique s exprime en mole par litre (mol.l -1 ). Remarque : Une solution étant constituée d un solvant, en grande quantité, dans lequel on dissout un soluté, en faible quantité, on néglige toujours la variation de volume de la solution occasionnée lors de l introduction du soluté dans le solvant.
V) Concentration molaire volumique et molarité : 2) Symbolique : Dans la suite nous distinguerons deux types de concentrations molaires : - La concentration molaire volumique ou molarité en produit Y introduit, notée C Y, est égale au rapport de la quantité de matière n Y de produit Y, au volume V d eau dans lequel on le dissout : C Y = V n Y - La concentration molaire volumique en espèce chimique X effectivement présente, notée [X], est égale au rapport de la quantité de matière n X de l espèce X, au volume V de solution : [X] = V n X Exercice : On dissout une masse m Na2 SO 4 = 14,21 g de sulfate de sodium, de masse molaire moléculaire M Na2 SO 4 = 142,1 g.mol 1, dans un volume V = 10 L d eau : - Ecrire l équation bilan de la dissolution du sulfate de sodium. - Calculer la molarité C Na2 SO 4 de la solution de sulfate de sodium. - Calculer les concentrations molaires volumiques [Na + ], [SO 4 2 ].