Compléments au cours

CHIMIE
classes de 3e(BCE)
Lycée de Garçons de Luxembourg
Equations chimiques
1. Définition et méthodique
Une équation chimique est une représentation symbolique d’une réaction chimique.
Les réactifs et les produits de la réaction chimique sont représentés par:
- les symboles des éléments s’il s’agit de corps simples
exceptions: Cl2,O2, H2, N2, Br2, I2, F2 (ces corps simples ne peuvent pas exister sous forme
atomique, seulement sous forme moléculaire!!)
- les formules moléculaires s’il s’agit de corps composés (ces formules sont établies à l’aide de la
méthode du chiasme)
Les différents réactifs sont séparés par des signes +
Les réactifs et les produits sont séparés par une flèche (et non par un signe d’égalité!!!)
Les différents produits sont séparés par des signes +
S’il y a lieu, il faut ajouter des coefficients stoechiométriques (devant les symboles et/ou les
formules moléculaires) pour équilibrer l’équation.
2. Exemples
Le fer réagit avec le soufre; il se forme du sulfure de fer (II)
Le carbone brûle
Le magnésium brûle
Le potassium brûle
3. Exercices
a) Dresser les équations chimiques suivantes
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
le sodium réagit avec
le dichlore pour donner le sel de cuisine
l’aluminium réagit avec
le dichlore
l’acide chlorhydrique (HCl) réagit avec le zinc;
il se forme du chlorure de zinc (II) et du dihydrogène
Le nitrate d’hydrogène réagit avec le sodium;
il se forme du nitrate de sodium et du dihydrogène
L’hydroxyde de sodium réagit avec le sulfate d’hydrogène;
il se forme du sulfate de sodium et de l’eau
L’hydroxyde de magnésium réagit avec le phosphate d’hydrogène;
il se forme du phosphate de magnésium et de l’eau
l’hydroxyde d’aluminium réagit avec l’acide sulfurique (H2SO4);
il se forme du sulfate d’aluminium et de l’eau
le pyrite (FeS2) réagit avec le dioxygène;
il se forme de l’oxyde de fer (III) et du dioxyde de soufre
l’iodure de potassium réagit avec l’ozone (O3) et l’eau;
il se forme de l’hydroxyde de potassium et du diiode et du dioxygène
le sulfure de bismuth réagit avec le dioxygène;
il se forme de l’oxyde de bismuth et du dioxyde de soufre
l’oxyde d’antimoine réagit avec le carbone;
il se forme de l’antimoine et du dioxyde de carbone
le carbonate de sodium réagit avec l’acide nitrique;
il se forme du nitrate de sodium et de l’eau et du dioxyde de carbone
l’octane (C8H18, composant de l’essence) brûle;
il se forme du dioxyde de carbone et de l’eau
l’ammoniac réagit avec le dioxygène;
il se forme du monoxyde d‘azote et de l‘eau
le dibrome réagit avec l’ammoniac (NH3);
il se forme du bromure d’ammonium et du diazote
le cuivre réagit avec l’acide nitrique (HNO3);
il se forme du nitrate de cuivre (II) et de l’eau
et du monoxyde d’azote
b) Equilibrer les équations chimiques suivantes
1.
Ca3P2
+
H2O
Ca(OH)2
+
PH3
2.
NO
+
CO
N2
+
CO2
3.
H3PO4
+
Mg(OH)2
Mg3(PO4)2
+
H2O
4.
CS2
+
O2
CO2
+
SO2
5.
P3N5
+
H2O
H3PO4
+
NH3
6.
PCl5
+
NH4Cl
P3N5
+
HCl
7.
Zn3As2
+
H2SO4
ZnSO4
+
AsH3
8.
AsH3
+
O2
As2O3
+
H2O
9.
SiF4
+
Al
Si
+
AlF3
10.
SiF4
+
H2O
SiO2
+
H2SiF6
11.
Cu2S
+
Cu2O
Cu
+
SO2
12.
WC
+
O2
WO3
+
CO2
13.
Al4C3
+
H2O
Al(OH)3
+
CH4
14.
Ba3N2
+
H2O
Ba(OH)2
+
NH3
15.
Ca3P2
+
H2O
PH3
+
Ca(OH)2
16.
P4
+
Cl2
PCl3
17.
Fe
+
H2O
Fe3O4
+
H2
18.
LiH
+
AlCl3
LiAlH4
+
LiCl
19.
Ca3(PO4)2
+
SiO2
CaSiO3
20.
FeS2
+
O2
Fe2O3
+
SO2
21.
NH3
+
O2
NO
+
H2O
22.
B2O3 +
BCl3
+
CO
23.
Ca3(PO4)2 +
24.
Pb(NO3)2
25.
LiBH4
+
26.
Na2CO3 +
CaCO3 +
27.
Ca3(PO4)2 +
28.
Cl2 +
29.
C3H5N3O9
CO2 +
30.
Li3N + H2O
LiOH +
C +
Cl2
SiO2 +
C
CaSiO3 +
PbO +
NH4Cl
SiO2 +
Na2S2O3 +
SiO2
+
CO +
O2
H2
+
Na2Ca(SiO3)2 +
CaSiO3 +
H2O
NaHSO4
P
NO2 +
B3N3H6 +
C
P2O5
CO2
CO +
+
LiCl
P4
HCl
H2O +
NH3
N2 +
O2
Chimie quantitative
1. Le modèle atomique de Rutherford
Selon Rutherford, l’atome est constitué d’un très grand volume vide au centre duquel se trouve un
noyau renfermant les nucléons (protons et neutrons). Autour de ce noyau atomique se déplacent,
dans le volume vide, des électrons de masse infime, comme le font des planètes autour d’un soleil.
Caractéristiques des particules élémentaires:
particule
symbole
masse (kg)
charge électrique
électron
e-
9,1· 10-31
proton
p+
1,7· 10-27
positive
neutron
n0
1,7· 10-27
nulle
négative
Le nombre atomique Z:
Dans le tableau périodique, chaque symbole est caractérisé par le nombre atomique Z:
... 26Fe ...
1H - 2He - 3Li - 4Be - 5B - 6C - 7N - 8O - 9F
Z indique l’ordre de classement de l’atome dans le tableau. Z indique aussi le nombre de p+ de
l’atome et donc le nombre d’e-, puisque l’atome est électriquement neutre.
Ainsi un atome d’hydrogène renferme dans le noyau 1 p+ et dans le nuage électronique 1 e-.
Un atome de helium renferme dans le noyau 2 p+ et dans le nuage électronique 2 e-.
Un atome de fer renferme dans le noyau 26 p+ et dans le nuage électronique 26 e-.
Le nombre de masse A:
A côté du nombre atomique, chaque symbole est caractérisé par le nombre de masse A:
1
H - 4He ... 56Fe
A indique le nombre de nucléons (p++n0 ) de l’atome.
A-Z indique alors le nombre de neutrons dans le noyau.
Ainsi, un noyau d’un atome d’hydrogène renferme 1 p+ et 0 n0.
Un noyau d’un atome de hélium renferme 2 p+ et 2 n0.
Un noyau d’un atome de fer renferme 26 p+ et 30 n0.
2. La masse atomique relative
Comme il n’est pas question de mesurer directement la masse d’un atome, on la compare à une
masse-étalon: la masse d’un atome d’hydrogène. Expérimentalement, on compare la masse d’un
grand nombre d’atomes d’un échantillon à la masse du même grand nombre d’atomes d’un étalon:
l’hydrogène.
La masse atomique relative Ar d’un atome est le rapport entre la masse de cet atome et
la masse de l’atome H, choisie comme masse-étalon.
Ainsi, Ar(H) = 1
donc
Ar(proton)≈1
l’électron a une masse négligeable !!
La masse atomique relative d’un atome≈ somme des neutrons et des protons du noyau de l’atome
= nombre de masse arrondi à l’unité la plus proche
3. La masse moléculaire relative
Comme la masse atomique relative indique combien de fois un atome est plus lourd que l’atome H,
la masse moléculaire relative indiquera, évidemment, combien de fois une molécule est plus lourde
que l’atome H. Quand on dit, par exemple que la masse moléculaire relative de l’eau est 18, cela
signifie qu’une molécule H2O est 18 fois plus lourde que l’atome H.
La masse moléculaire relative Mr d’une molécule est le rapport entre la masse de cette
molécule et la masse de l’atome H, choisie comme masse-étalon.
La masse moléculaire relative Mr est égal à la somme des Ar des atomes composant la
molécule, multipliées par leur indice respectif.
Calculer pour les molécules suivantes les masses moléculaires relatives:
a) ammoniac
b) méthane
c) acide sulfurique H2SO4
d) octane C8H18
e) éthanol C2H6O
f) C7H5N3O6
(trinitrotoluène)
g) phosphate de magnésium
h) sulfite d’aluminium
4. Isotopes, élément, masse atomique relative moyenne
Dans le tableau périodique, on peut voir que les nombres de masses A ne sont pas des nombres
entiers. Ceci est dû au fait que dans la nature il existe différents atomes pour un même élément :
Les isotopes sont des atomes qui ont le même nombre de protons et d’électrons,
mais qui diffèrent par le nombre de neutrons et donc par leur masse
La plupart des corps purs simples sont constitués d’un mélange d’isotopes:
12
- l’élément carbone comprend 3 isotopes:
12
C (6 p+, 6 e-, 6 n° )
13
C (6 p+, 6 e-, 7 n° )
14
C (6 p+, 6 e-, 8 n° )
- l’élément hydrogène comprend 3 isotopes:
1
H (1 p+, 1 e-, 0 n° )
2
H (1 p+, 1 e-, 1 n° )
deutérium
3
H (1 p+, 1 e-, 2 n° )
tritium
Un élément chimique comprend un ensemble d’isotopes caractérisés par
le même nombre atomique Z.
La masse relative moyenne est la moyenne des masses isotopiques relatives,
tenant compte du pourcentage de chacun de ces isotopes dans la nature.
Exemple de calcul de Ar moyenne: L’élément chlore est composé de
75,53% de l’isotope 35Cl
24,47% de l’isotope 37Cl
Ar moyenne (Cl) = 75,53 · 35 + 24,47 · 37 = 35,49
100
Exercices
1) L’élément hydrogène est composé de 99,98% de l’isotope 1H ; 0,015% de deutérium et
0,005% de tritium. Calculer Ar moyenne(H).
2) Calculer Ar moyenne(Mg) sachant que l’élément magnésium est composé des isotopes suivants:
24
Mg (78,70%), 25Mg (10,13%), 26Mg (11,17%)
3) Ar moyenne du néon naturel est 20,18. Il est formé de 90,92% de 20Ne; 0,26% de 21Ne et 8,82%
d’un troisième isotope. Quelle est la Ar de ce 3ème isotope ?
5. La mole et la constante d’Avogadro
Tout comme la douzaine, la mole est une unité pour la quantité de matière. Pour la douzaine, cette
unité correspond à 12 entitées (une douzaine de petits pains correspond à 12 petits pains); pour la
mole, cette unité correspond à 6,023 · 1023 entités.
Ainsi, une mole de fer correspond à 6,023 · 1023 atomes de fer
une mole d’eau correspond à 6,023 · 1023 molécules d’eau
La valeur 6,023 · 1023 entités par mol est une constante appelée constante d’Avogadro, en hommage
à l’Italien Avogadro (1776-1856) qui fut l’un des premiers à proposer une distinction claire entre
les atomes et les molécules. Cette constante est notée NA.
La mole est la quantité de matière contenant 6,023 · 1023 entités (atomes ou molécules).
NA= 6,023 · 1023 entités par mole
N = n · NA
avec: N = nombre d’entités (atomes ou particules)
n = quantité (mol)
NA= 6,023 · 1023 entités/mol
Exercices:
1) Combien y a-t-il d’entités dans:
0,6 mol de chlorure d’hydrogène:
2,7 mol de diazote:
0,1 mol de fer:
2) Cherche la quantité de matière qui constituent:
5 · 1023 atomes de magnésium:
4,6 · 1021 molécules de dioxyde de carbone
6. La masse molaire
La masse molaire d’un corps est la masse d’une mole de ce corps.
La masse molaire d’un corps est égal à sa masse relative exprimée en g/mol.
m=n·M
avec: m = masse d’un corps (g)
n = quantité (mol)
M = masse molaire (g/mol)
Exercices:
1) Chercher ou calculer la masse molaire du :
a. mercure
b.oxyde de zinc (II)
c. hydroxyde de calcium
d.phosphate de magnésium
2) Calculer la quantité de matière correspondant à :
a. 49 g de sulfate d’hydrogène
b.10 g de carbonate de calcium
3) La masse d’une puce, utilisé dans un circuit pour microordinateur, contient 5,68 mg de silicium.
Combien y a-t-il d’atomes Si dans cette puce ?
Calculer la masse d’un atome de Si.
4) Combien de molécules d’eau avale-t-on lorsqu’on boit un verre d’eau de 0,2 L ?
Calculer la masse d’une molécule d’eau.
5) Calculer le nombre de molécules d’aspirine (C9H8O4) contenues dans 330 mg d’aspirine pur.
Calculer la masse d’une molécule d’aspirine.
7. Le volume molaire
Le volume molaire d’un gaz est le volume occupé par une mole de gaz.
Dans les conditions normales de température et de pression (CNTP: T=0°C et p=1 atm),
Vm = 22,4 L/mol.
V = n · Vm
avec: V = volume d’un gaz (L)
n = quantité du gaz (mol)
Vm = volume molaire (22,4 L/mol)
Exercices (CNTP):
1) Calculer la quantité de matière correspondant à:
a. 11,2 L de dioxygène
b. 0,25 L de méthane
2) Calculer le volume occupé par:
a. 2 g de butane C4H10
c.180 L d’ammoniac
b. 700 g de dioxygène
3) On dispose de 1 L de diazote liquide (Téb.= -195,8°C). Calculer le volume du diazote après
évaporation. (ρ liq. = 0,808 g/cm3)
4) Une salle de classe mesure 8x12x5 m. Calculer les masses de dioxygène et de diazote contenus
dans cette salle. (composition approximative en volume de l’air: 80% N2 et 20 % O2)
8. La concentration molaire
La concentration molaire d’une solution est le rapport entre la quantité du soluté
et le volume total de la solution
c= n
V
avec: c = concentration de la solution (mol/L ou M)
n = quantité du soluté (mol)
V = volume de la solution
Exercices:
1) Calculer la concentration molaire d’une solution
de 1 kg de sel de cuisine dans 250 mL d’eau
2) Calculer le volume d’eau qu’il faut
ajouter à 6 g de glucose afin
d’obtenir une solution 2 M
9. Organigramme de l’emploi de la mole
N
m
nombre
d’entités
masse (g)
n
quantité
de matière
(mol)
c
V
concentration
molaire (M)
volume
gazeux (L)
Stoechiométrie
1. Définition et méthodique
Les problèmes stoechiométriques consistent à chercher la quantité des réactifs pour
obtenir la quantité voulue de produits, ou inversément.
Pour résoudre de tels problèmes, il faut interpréter les équations chimiques de
différentes manières:
- moléculaire (resp. atomique)
- molaire
- massique
- volumique
Exemple détaillé: l’électrolyse de l’eau:
2 H2 O
lecture moléculaire:
2 molécules H2O
2 H2
+
O2
2 molécules H2
1 molécule O2
x NA
lecture molaire:
xM
lecture massique:
x Vm
lecture volumique:
2 mol H2O
36 g H2O
!! eau liquide !!
2 mol H2
4 g H2
44,8 L
1 mol O2
32 g O2
22,4 L
2. Exercices
Dans tous les exercices qui suivent, réaliser d’abord la transcription des données
(équation chimique + données), puis passer toujours par le calcul de la quantité !!
Puis, calculer les masses ou les volumes demandés.
1)
On électrolyse 180 g d’eau. Calculer les masses et les volumes des produits
2)
Calculer le volume d’eau qu’il faut électrolyser pour synthétiser 10 L de
dioxygène. Calculer aussi la masse de dihydrogène obtenu.
3) 1 tonne de zinc est attaquée par l’acide sulfurique. Calculer la masse du sel obtenu et la masse
et le volume du gaz obtenu.
4) 20 L de méthane réagissent avec 30 L d’eau gazeuse à 1000°C. Déterminer le réactif limitant et
calculer les masses et les volumes des produits.
5) On veut préparer 10 m3 de chlorure d’hydrogène. Calculer les masses et les volumes des
réactifs à mettre en oeuvre.
6) On veut préparer de l’ammoniac, on dispose de 1 L de diazote et de 20 mL de dihydrogène.
Déterminer le réactif limitant et calculer la masse et le volume d’ammoniac obtenu.
7) On fait réagir 20 mL de dihydrogène sur 30 g d’oxyde de cuivre(II). Déterminer le réactif
limitant et calculer le volume d’eau et la masse du métal obtenu.
8) Si l’alcool (C2H6O) brûle, il se forme du dioxyde de carbone et de l’eau. Calculer les volumes
des gaz obtenus si on brûle 10 mL d’alcool.
[ρ(C2H6O)= 0,789 g/cm3)
9) Le phosphate d’hydrogène réagit avec de l’hydroxyde de magnésium, il se forme du phosphate
de magnésium et de l’eau. Calculer la masse du phosphate obtenu et le volume de l’eau obtenu
si on fait réagir 3 g de phosphate d’hydrogène avec 7 g d’hydroxyde de magnésium.
Déterminer aussi le réactif limitant.
10) Le glucose de raisin (C6H12O6) fermente sous l’action d’une levure et se transforme
progressivement en alcool et en dioxyde de carbone; c’est ainsi que le jus du raisin devient du
vin. En supposant la réaction complète, quelle masse d’alcool obtient-on à partir de 9 kg de
glucose?
rép.: m = 4600 g
11) Le TNT (trinitrotoluène ; C7H5N3O6 ) est un corps explosif. Calculer le volume total de gaz qui
est produit si on fait exploser 1 kg de TNT. Lors de l’explosion il se forme du carbone et les
gaz suivants: dioxyde de carbone, eau et diazote.
rép.: V = 566,72 L
12) Si le soufre brûle, il se forme du dioxyde de soufre qui forme avec l’eau l’acide sulfureux
H2SO3, qui est en partie responsable de la pluie acide. Calculer la masse d‘acide qui se forme si
3,2 g de soufre brûlent dans une atmosphère humide.
rép.: m = 8,2 g
3. Stoechiométrie expérimentale
A) Réaction entre le cuivre et le soufre
Expérience:
Faisons réagir .............. g de cuivre avec un excès de soufre.
Nous obtenons ............ g de sulfure de cuivre(I).
Calcul:
B) Réaction entre le magnésium et l’acide chlorhydrique
Expérience:
Faisons réagir ................... g de magnésium avec un excès d’acide chlorhydrique.
Nous obtenons ................. g de chlorure de magnésium et ........... mL de dihydrogène.
Calcul: