Chapitre 4 Équations chimiques

Ch4
2013
Chapitre 4
Équations chimiques A(s) + B(aq) C(l) + D(g)
équation nominative : Ex. Hydrogène + oxygène monoxyde de dihydrogène (eau)
équation squelette : Ex. H2 + O2 H2O
équation équilibrée : Ex. 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
En mots : 2 molécules d'hydrogène réagissent avec 1 molécule d'oxygène pour former 2 molécules d'eau.
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La loi de la conservation de la masse : Dans toute réaction chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits.
Donc, le nombre d'atomes de chaque élément présent dans les réactifs doit être égal au nombre d'atomes de chaque élément présent dans les produits
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Types de réaction chimique
Type de réaction Formule générale synthèse A + B ⇒AB
décomposition
AB ⇒ A + B
combustion
A + O2 ⇒oxyde de A (+ autres) déplacement simple
A + BC ⇒AC + B
déplacement double
AC + BD ⇒AD + BC 5
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Réaction de synthèse
A + B ⇒AB
Dans une réaction de synthèse
1° un élément métallique + oxygène
2° un métal et un non métal
3° oxyde non métallique + eau
4° oxyde métallique + eau
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Réaction de décomposition
AB ⇒ A + B
Dans une réaction de décomposition
1° «séparation» en ses éléments constituants
2° «séparation» avec au moins un composé
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Réaction de combustion
A + O2 ⇒oxyde de A (+ autres) Dans une réaction de combustion
1° combustion d'éléments autre que C
2° combustion complète d'hydrocarbures
3° combustion incomplète d'hydrocarbures
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Réaction de déplacement simple I
A + BC ⇒AC + B
Dans une réaction de déplacement simple un élément d'un composé est remplacé (déplacé) par un autre élément.
réaction de déplacement simple (métaux)
1° métal remplace métal dans un composé ionique
Ex. : Mg(s) + ZnCl2(aq) ⇒
2° métal remplace hydrogène dans un acide
Ex. : Mg(s) + HCl(aq) ⇒
3° métal remplace hydrogène dans l'eau
Ex. : K(s) + H2O(l) ⇒
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Simulation d'expérience
http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/redox/home.html
Selon la simulation du site Web ci­dessus,place un X dans les case où il n'y a pas de réaction et un √ lorsqu'il y a réaction.
ion
métal
X
√
Cu2+ Mg2+ Ag+ Zn2+ Fe2+ Pb2+ Ni2+ Sn2+ HCl Cu
X
X
√
X
X
Mg √
X
√
√
√
Ag X
X
X
X
X
Zn √
X
√
X
√
√
Fe √
X
X
√
√
√
√
Pb √
X
X
X
X
X
√
Ni X
√
X
√
√
Sn X
√
X
X
√
X
X
√
Place les métaux, en ordre décroissant de réactivité, sachant que pour qu'il y ait réaction, il faut que le métal soit plus réactif que l'ion (ou hydrogène dans HCl). Place ensuite le HCl à la bonne position dans l'ordre de réactivité des métaux.
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Réaction de déplacement simple I
A + BC ⇒AC + B
Il n'y a pas toujours une réaction qui se passe...
Pour qu'il y ait réaction, il faut que le métal le plus réactif déplace l'ion métal(ou hydrogène) dans le composé. Pour connaître les plus réactifs, on se fie à la série d'activité des métaux
Ex. : Y aura­t­il une réaction? Si oui, complète et équilibre l'équation.
a) Fe(s) + CuSO4(aq) ⇒
b) Ag(s) + CaCl2(aq) ⇒
c) Cd(s) + HCl(aq) ⇒
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Réaction de déplacement simple II
DE + F ⇒DF + E
réaction de déplacement simple (halogènes)
Ex. : Cl2(g) + CaBr2(aq) ⇒Br2(g) + CaCl2(aq)
Comme pour les métaux, pour que réaction se passe, l'halogène diatomique doit être le plus réactif pour pouvoir déplacer l'ion halogène dans le composé.
Pour les halogènes, la série d'activité est comme dans le tableau périodique; le plus réactif au haut de la colonne (F) et le moins réactif au bas de la colonne(I)
Ex. : Y aura­t­il une réaction? Si oui, complète et équilibre l'équation.
a) F2(g) + NaCl(aq) ⇒
b) I2(g) + CaCl2(aq) ⇒
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Réaction de déplacement double
AC + BD ⇒AD + BC Dans une réaction de déplacement double il y a un échange de cations entre deux composés ioniques, généralement en solution aqueuse.
Ex. : NaCl(aq) + AgNO3(aq) ⇒AgCl(s) + NaNO3(aq)
Si tous les ions présents restent sous forme ionique dans l'eau, on considère qu'il n'y a pas de réaction. Donc, pour qu'il y ait réaction, il faut qu'il y ait formation :
­ d'un précipité
ou ­ d'un gaz
ou ­ d'un composé moléculaire
formation d'un précipité :
Pour qu'il y ait formation d'un précipité, il faut qu'une des nouvelles combinaisons cations­anions produisent un composé peu ou pas soluble dans l'eau. Pour réussir à déterminer si oui ou nom un composé est soluble, on utilise une série de lignes directrices de solubilité.
Ex. : Y aura­t­il une réaction? Si oui, complète et équilibre l'équation.
a) MgCl2(aq) + KOH(aq) ⇒
b) NaCl(aq) + Ba(NO3)2(aq) ⇒
c) K2SO4(aq) + BaCl2(aq) ⇒
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formation d'un gaz :
Dans une réaction de déplacement double, il y a habituellement formation d'un gaz lorsqu'un des produits de la réaction se décompose en un gaz et de l'eau. Ex. : 2HCl(aq) + Na2CO3(aq) ⇒2NaCl(aq) + H2CO3(aq)
et H2CO3(aq) ⇒ H2O(l) + CO2(g)
ce qui donne 2HCl(aq) + Na2CO3(aq) ⇒2NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Les gaz produits lors des réactions de déplacement double sont : ­ l'hydrogène
­ le sulfure d'hydrogène
­ le dioxyde de soufre
­ le dioxyde de carbone
­ l'ammoniac
Y aura­t­il une réaction? Si oui, complète et équilibre l'équation.
NH4Cl(aq) + NaOH(aq) ⇒
formation d'eau :
Il y a formation d'eau lors d'une réaction de neutralisation entre un acide et une base. Les produits sont un sel et l'eau.
Ex. : HCl(aq) + NaOH(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O(l)
acides : HCl, H2SO4, HNO3, HBr, HI, les oxydes non métalliques, ...
bases : NaOH, NH3, Ba(OH)2, oxydes et hydroxydes métalliques ...
Y aura­t­il une réaction? Si oui, complète et équilibre l'équation.
HNO3(aq) + KOH(aq) ⇒
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Équations ioniques
Dans les réactions en solution aqueuse, l'équation avec les composés et les produits comme : NaCl(aq) + AgNO3(aq) ⇒AgCl(s) + NaNO3(aq)
n'est pas vraiment représentative de ce qui se passe. Les ions Cl­ et Ag+ qui forment le AgCl ne sont pas les seuls ions qui étaient présents dans les solutions originales. Cependant, les autres ions
(Na+ et NO3­) ne participent pas à la réaction chimique; on les appelle donc des ions spectateurs. (ou ions inertes)
Les chimistes vont donc habituellement utiliser une équation ionique.
Voici l'équation ionique totale de la réaction précédente : Na+(aq) + Cl­(aq) + Ag+(aq) + NO3­(aq) ⇒AgCl(s) + Na+(aq) + NO3­(aq)
Remarquez que certains ions sont dans les réactifs et dans les produits, ils n'ont donc pas participé à la réaction (spectateurs).
Et donc, si on les élimine ...
­
Na+(aq) + Cl­(aq) + Ag+(aq) + NO3­(aq) ⇒AgCl(s) + Na+(aq) + NO3 (aq)
On obtient l'équation ionique nette suivante : Ag+(aq) +Cl­(aq) ⇒AgCl(s) Donc, l'équation ionique nette est l'équation ionique totale à laquelle on a enlevé les ions spectateurs.
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Équations ioniques (suite)
Directives pour l'écriture d'équations ioniques nettes
1. Écrire l'équation ionique totale (selon les instructions suivantes)
a) écris les composés ioniques solubles sous forme d'ions.
b) représente les composés ioniques insolubles à l'aide de leur formule.
c) représente les composés covalents à l'aide de leur formule.
d) Représente les acides forts sous leur forme ionique
acide chlorhydrique (HCl) : H+ + Cl­
acide bromhydrique (HBr) : H+ + Br­
acide iodhydrique (HI) : H+ + I­
acide nitrique (HNO3) : H+ + NO3­
acide perchlorique (HClO4) : H+ + ClO4­
acide sulfurique (H2SO4) : 2H+ + SO42­
et les autres (acides faibles) à l'aide de leur formule.
2. Éliminer les ions spectateurs
3. Récrire l'équation ionique nette en t'assurant qu'elle soit équilibrée, tant au niveau des atomes qu'au niveau des charges.
Ex.1 Récris cette équation en équation ionique totale puis en équation ionique nette : HCl(aq) + NaOH(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O(l)
Ex.2 Écris l'équation ionique nette de la réaction produite en faisant réagir des solutions aqueuses de sulfure de sodium et de sulfate de fer(II). Nomme les ions spectateurs (ou inertes)
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Pièces jointes
Série d'activité des métaux+tableausolubilité.pdf
soluble­salts_fr.jar