LA CHIMIE QUANTITATIVE

Collège Voltaire, 2014-2015 AIDE-MÉMIRE LA CHIMIE QUANTITATIVE http://dcpe.net/pii/sites/default/files/cours%20et%20ex/cours-ch2os-quantitative.pdf TABLE DES MATIERES 2.A. Introduction... 2 2.B. Rappel... 3 2.C. Atome... 4 Masse atomique moyenne (MA) masse moyenne d un atome...4 2.D. Assemblage d atomes...5 Masse moléculaire(mm)-masse d une molécule...5 2.E. Nombre de particules ( la mole )...6 2.F. Masse molaire (masse d une mole)...7 2.G. Réaction chimique...8 2.G.1 Réactions stœchiométriques et non stœchiométriques...8 2.G.2 Solution et réaction chimique en solution...12 2.G.3 Gaz et réaction chimique en phase gazeuse...15 2.G.4 Résumé... 17 www.dcpe.net/ eleve/ volt1234

2.A. Introduction Les séries d'exercices avec les objectifs et les laboratoires de ce chapitre sont résumés ci-dessous. EXERCICES ET BJECTIFS Série 4 La chimie quantitative Comprendre la signification et l utilité de la mole Comprendre la signification de masse atomique [g/atome], moléculaire [g/molécule] et molaire [g/ mole] Calculer la masse moléculaire et molaire Résoudre des problèmes avec des masses, des moles et des nombres de particules (atomes, molécules,etc.) Série 5 La chimie quantitative Résoudre des problèmes avec des masse, des moles et des nombres de particules de réactifs et de produits lors de réaction stœchiométrique et non stœchiométrique Série 6 La chimie quantitative 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 7 La chimie quantitative Résoudre des problèmes dans le cas de mélange (solution,etc.) lors de réaction stœchiométrique et non stœchiométrique (volumétrie,etc.) Série 8 La chimie quantitative 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 et non stœchiométrique LABRATIRES Bicarbonate de sodium Gravimétrie Chasse aux sucres Concentration des solutions Volumétries p.2

2.B. Rappel 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 H 2 + 2 L équation de la réaction n est pas équilibrée 2 H 2 2 H 2 + 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 H 2 + p.3

2.C. Atome Masse atomique moyenne (MA) masse moyenne d un atome Quelle est la masse d un atome de carbone 12 avec 6 neutrons? Par définition, 1 uma est exactement 1/12 de la masse du carbone 12. Ainsi, la masse atomique de l atome de carbone 12 vaut 12 uma. 1 uma = 1,66 10 24 g ou 6,02 10 23 uma = 1g Les masses atomiques moyennes de tous les éléments connus se trouvent dans le tableau périodique, sous le symbole de l élément. Exemple Le carbone MA C = 12,011 uma signification? un atome de carbone pèse en moyenne 12.011 uma ou ou 12.011 uma en moyenne par atome de carbone 12.011 uma atome Remarque : le calcul de la masse moyenne à partir des isotopes se trouve dans les exercices Une question d ordre de grandeur : Au niveau de l atome (pas visible à l œil nu) Au niveau du visible à l œil nu Ex : 1 atome d hydrogène 1 Ex : Un objet que l on pèse avec une balance 1 uma = 1,66 10 24 g 1 g = 6,02 10 23 uma L unité de masse atomique est utilisée, car la masse de l atome est très petite Les grammes ne sont pas utilisés pour éviter un nombre proche de 0 et l écriture en puissances de 10 Les grammes sont utilisés pour déterminer la masse sur la plupart des balances de laboratoire L unité de masse atomique n est pas utilisée pour éviter un nombre très grand et l écriture en puissances de 10 p.4

2.D. Assemblage d atomes Masse moléculaire(mm)-masse d une molécule Les principaux assemblages d atomes ou d ions sont la molécule et le composé ionique (les sels). Rappel (cf. Aide-mémoire : molécule et matière): Molécule : elle est un groupe distinct avec un nombre déterminé d atomes liés et elle est électriquement neutre. Comment calculer la masse d une molécule? n additionne les masses atomiques des atomes présents dans la molécule MM C2 = MA C + 2 MA 0= 12+ 2 16= 44 uma Exemple : C 2 C C Signification : une molécule de C 2 pèse en moyenne 44 uma ou 44 uma en moyenne par molécule de C 2 ou 44 uma molécule Composé ionique : il est constitué par un empilement d ions. Un composé ionique est électriquement neutre (la somme des charges des ions est nulle), car le rapport (proportion) entre les anions et les cations fait qu au final la charge est nulle. Exemple : Na Cl C C C C Chaque cristal de NaCl aura une forte probabilité d avoir un nombre total différent de ions. 1 er cristal Na 100000000000000000000000 Cl 100000000000000000000000 2 ème cristal Na 900000043543500000000000000000 Cl 900000043543500000000000000000 Par simplification, il sera toujours noté NaCl sans indication du nombre d ions, car le nombre d ions varie mais la proportion entre ions restent identiques, dans ce cas la proportion est 1 : 1 (Na + :Cl - ). Comment calculer la masse du composé ionique NaCl? n additionne les masses atomiques des atomes présents dans la formule brute MM NaCl = = MA Na + MA Cl= 23+35.5=58.5 uma Signification : un composé (NaCl) avec un Na + et un Cl - pèse en moyenne 58.5 uma ou 58.5 uma en moyenne par NaCl ou 58.5 uma '' molécule'' p.5

Résumé La masse moléculaire MM est la somme des masses atomiques des atomes présents dans la formule brute de l assemblage. Par simplification, la masse d un composé ionique est aussi notée MM : masse moléculaire, même s il ne s agit pas d une molécule. La formule brute d un composé ionique est souvent assimilée à une molécule par erreur. Une molécule est un groupe distinct et défini d atomes ce qui n est pas le cas des composés ioniques. Par approximation, les masses atomiques seront arrondies à l entier, sauf celle du chlore 35,5 uma. 2.E. Nombre de particules ( la mole ) Pourquoi a-t-on besoin de la mole? Par exemple, dans un verre d eau (3dL), il y a environ : 3 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 atomes C est-à-dire : 3 10 25 (1 Angström=10 10 m). atomes, car l'atome est très petit. Son diamètre moyen est d environ 1 Å Pour éviter les puissances de dix et simplifier les calculs, nous allons utiliser une nouvelle unité : la mole (mais il s agit en fait d un nombre). Par définition en chimie, une mole est égale à 6,02 10 23. Son symbole est mol. 1 mol de... = 6,02 10 23 de.. Ce nombre est aussi appelé le nombre d Avogadro N A : N A = 6,02 10 23 Ex. : - une mole de fraise signifie 6,02 10 23 fraises - 3 mol de pommes de terre signifie 3x6,02 10 23 pommes de terre La mole n est pas une unité de masse, elle ne donne pas une indication directe sur la masse des fraises ou des pommes de terre mais sur le nombre de fois que l on prend les fraises ou les pommes de terre. p.6

2.F. Masse molaire (masse d une mole) Il est très difficile de peser un atome ou une molécule à cause de sa masse très petite et d utiliser l unité de masse atomique (uma) dans la masse atomique (uma/ atome) ou moléculaire (uma/ molécule). Les chimistes utilisent la plupart du temps des balances et les grammes pour déterminer la masse d une substance. C est pourquoi, ils préfèrent utiliser la masse molaire (g/mol) qui donne la masse en gramme d une mole d atome ou de molécule. - La masse molaire d atome est égale à la masse atomique : 6,02 10 23 [masse atomique] 1 uma 1 atome = 1 g 1 mol d ' atome [masse molaire d atome] 6,02 10 23 - La masse molaire de molécule est égale à la masse moléculaire : 6,02 10 23 [masse moléculaire] = 1 uma 1 g 1 molécule 1 mol de molécule [masse molaire de molécule] 6,02 10 23 n a uniquement amplifié pour passer d une fraction à l autre. p.7

2.G. Réaction chimique 2.G.1 Réactions stœchiométriques et non stœchiométriques 2.G.1.1 Définitions La réaction stœchiométriques 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 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.8

2.G.1.2 Réaction de neutralisation : stœchiométrique et non stœchiométrique Modélisation des étapes de neutralisation de la réaction : HCl + NaH H 2 + NaCl Situation de départ : 3 HCl Non stœchiométrique Milieu acide excès d acide (H + ) H + Cl - Cl - H + Cl - H + n ajoute 3 NaH, donc il y a 3 HCl et 3 NaH. Stœchiométrique Milieu aqueux Cl - Na + H + Na + Cl - H - H + Cl - Na + H - H - H + Milieu aqueux Les H + et H - se lient pour former H 2, donc : Milieu neutre (pas d excès de réactifs) H 2 Cl - Cl - H 2 Na + Cl - Na + H 2 Na + Milieu aqueux n ajoute encore 2 NaH, il y a eu mélange de 3 HCl et 5 NaH au total Non stœchiométrique Milieu basique excès de base(h - ) Na + H - Cl - H 2 Cl - H 2 Na + H - H 2 Cl - Na + Na + Na + p.9

2.G.1.3 Résolution d un problème avec une réaction stœchiométrique Exemple : n veut faire réagir 2 g d étain avec du nitrate d argent (I). Les produits formés sont l argent et le nitrate d étain (II).Quelle masse de AgN 3 faut-il utiliser pour que la réaction soit complète? Quelle masse d argent sera formée? Sn + 2AgN 3 2 Ag + Sn(N 3 ) 2 masse 2g? g? g MM ou 119 g/mol 170 g/mol 108 g/mol MA Mole 1.68 10-2 mol 3.36 10-2 mol 3.36 10-2 mol 2 2 Proportionnalité (différente manière de présenter les calculs) : 119 g = 2 g 1 mol x mol x ==1.68 10-2 mol de Sn 119 g 1mol 2g x mol x= 1.68 10-2 mol de Sn 170 g = x g 1 mol 2 3.36 10 mol x = 5.71 g de AgN3 170 g 1mol x g 3.36 10-2 mol x= 5.71 g de AgN 3 108 g = x g 1 mol 2 3.36 10 mol x = 3.62 g de Ag 108 g 1mol x g 3.36 10-2 mol x= 3.62 g de Ag En résumé : Sn + 2AgN 3 2 Ag + Sn(N 3 ) 2 Avant la réaction: 2 g 5,71 g 0 g 0 g (Masse avant la réaction : 7.71 g ) Après la réaction: 0g 0 g 3.62 g 4.09 g (Masse après la réaction : 7.71 g ) p.10

2.G.1.4 Résolution d un problème avec une réaction non stœchiométrique Exemple : n 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 AgN 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 + 2AgN 3 2 Ag + Sn(N 3 ) 2 masse? g 3 g MM ou MA 119 g/mol 170 g/mol moles 8.82 10-3 mol 1.76 10-2 mol 170 g 1 mol réagi = 3 g x mol : 2 x =3/170= 1.76 10-2 mol de AgN,donc 8.82 10-3 mol de Sn ayant Voici trois méthodes différentes pour résoudre ce problème: 1 ère possibilité : 119 g = x g 3 1 mol x = 8.82 10-3 119=1.05 g de Sn ayant réagi (qui s est transformé) 8.82 10 mol 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 - 1.05g = 0.95g 119 g = 2 g 1 mol x mol 2 ème possibilité : x = 2/119 = 1.68 10-2 mol de Sn avant la réaction Moles d excès de Sn= moles de Sn avant la réaction moles de Sn ayant réagi=1.68 10-3 8.82 10-3 = 7.99 10-3 mol 119 g = x g x =0.95g de Sn en excès (restant) 3 1 mol 7.99 10 mol 3 ème possibilité : 2g de Sn 5.71 g de AgN 3 x = 1.05 g de Sn ayant réagi, x g de Sn 3 g de AgN 3 donc 0.95 g de Sn en excès (idem 1 ère possibilité) En résumé : Sn + 2AgN 3 2 Ag + Sn(N 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.11

2.G.2 Solution et réaction chimique en solution 2.G.2.1 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 d ' une 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.12

2.G.2.2 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 58.5 g x = 0.585 g de NaCl p.13

2.G.2.3 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 = 4 10-3 mol de NaCl utilisé pour la dilution 4 10-3 mol 80 ml (20mL+60mL) x 1000 ml x = 5 10-2 mol de NaCl dans 1000 ml (1L) = 5 10-2 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.G.2.4 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 NaH 3.5 M faudra-t-il ajouter pour neutraliser l acide chlorhydrique dans le réservoir et éviter ainsi une baisse du ph? HCl + NaH NaCl + H 2 Volume 50 L? L Concentratio 4M 3.5 M n Mole 200 mol 200 mol 1 4 mol = x 1 L 50 L x = 200 mol de Hcl 3.5 mol = 200 mol 1 L x x = 57 L de NaH Il faudra 57 L de NaH à 3.5M p.14

2.G.3 Gaz et réaction chimique en phase gazeuse 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). Aux conditions normales (c.n.) : T = 273 K ( 0 C), p = = 1 atm V universel = 22,4 litres Nous pouvons donc dire qu une mole de n importe quel gaz occupe toujours le même volume, appelé volume universel (volume molaire). Exemples a)une mole d oxygène 2, pesant 32 g occupe un volume de 22.4 litres. b) Une mole d hélium He, pesant 4 g occupe aussi un volume de 22.4 litres. Aux conditions pas normales : 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 (atm), V (L), n (mol) et T (K) Trouvez cette constante R et précisez les unités. Indication :- aux conditions normales (c.n.) : T = 273.15 K p = 1 atm. une mole de gaz occupe 22.4 L R= p V / (n T)= 1 atm 22,4L / (1mol 273,15 K) = 8,2 10-2 -1 atm L mol -1 K p.15

Aide-mémoire Réaction en phase gazeuse Exemple aux conditions normales La réaction de combustion de l hydrogène produit de l énergie et de la vapeur d eau: étincelle 2 H 2(g) + 2 (g) 2 H 2 (g) + énergie Un fabricant d automobile décide de développer une voiture roulant grâce à l énergie de la combustion de l hydrogène. Il équipe la voiture d une bouteille contenant 55 L d hydrogène. Combien de litres d oxygène seront nécessaires pour la combustion complète d hydrogène? étincelle 2 H 2(g) + 2 (g) 2 H 2 (g) + énergie Volume 55 L? L Mole 2.46 mol 1.23 mol :2 x mol = 1 mol 55 L 22.4 L x = 2.46 mol de H 2 1.23 mol x L = 1 mol 22.4 L x = 27.5 L de 2 Il faudra 27.5 L de 2 (la moitié du volume de H 2 (comme les facteurs dans l équation équilibrée)) p.16

2.G.4 Résumé Réaction : a Réactif 1 + b Réactif 2 +. c Produit 1 +.. Solide [g] Masse molaire [g/mol Solution [L] Molarité [mol/l] MLES Réactif 1 Par ex. :22.4 L /mol Gaz [L] 6.02 10 23 molécule/mol Nombre de molécule Réaction stœchiométrique c/a (facteur) Solide [g] Masse molaire [g/mol] Solution [L] Molarité [mol/l] MLES Produit 1 Par ex. :22.4 L /mol Gaz [L] 6.02 10 23 molécule/mol Nombre de molécule p.17