2.1 Stoechiométrie 2.1.1 Nomenclature Voir notes du

2.1 Stoechiométrie
2.1.1 Nomenclature
Voir notes du module 1
2.1.2 Équations chimiques
Une équation chimique nous donne un rapport entre les
réactifs et les produits à l’intérieur d’une réaction chimique.
2 C2H2
(g)
+ 5 O2 (g)  4 CO2(g) + 2 H2O(l)
Réactifs
État de la matière (abbréviation)
s, l, g ou , ppt ou , aq
Produits
Dans une équation chimique, le
coefficient représente le  de mole
du composé ou de l’élément.
Exercices de revue: L’équilibre des équations chimiques



exercices supplémentaires pour les élèves qui veulent se
pratiquer
non obligatoire- les élèves en 12e année devraient maitriser
cette tâche
afficher le solutionnaire sur la porte
1
Loi de la conservation de la masse
La somme des masses des réactifs est égale à la somme des
masses des produits à l’intérieur d’une réaction chimique.
Exemple : L’acide phosphorique réagit avec le cyanure de sodium pour
produire le cyanure d’hydrogène et le phosphate de sodium. Écrire la
réaction chimique suivante et déterminer si elle suit la loi de la conservation
de la matière.
Rapports stoechiométriques (Revue du module 2 – chimie I)
La mole

unité de base du SI

contient le même nombre d’atomes, de molécules ou
d’ions (6,02 x 1023 – Constante d’Avogadro)
Exemples :
1 mole Mg
1 mole CuCl2
2
Équation des gaz parfait
Un gaz parfait est constitué de molécules possédant une
masse mais n’ayant ni volume ni attraction mutuelle.
 Tient compte des 4 variables qui influent sur les
caractéristiques
physiques
des
gaz :
pression
(p),
température (T), volume (V) et nombre de particules (n).
pV = nRT
où R= 8,31 dm3 x kPa/mol x K
8,31 m3 x Pa/mol x K
8,31 J/mol x K
ATTENTION : volume molaire = 22,7L lorsque la pression est 100kPa et la température 273K.
Conversion de température :
0
C + 273 = K
Conversion de pression : 101,3kPa = 1 atm = 760 mm de Hg = 760 torrs
Exemple : L’hexafluorure de soufre est un gaz incolore, inodore et
très stable. Calculez la pression (en atmosphère) exercée par 1,82
mole de ce gaz dans un contenant en acier d’un volume de 5,43L à
69,5oC.
3
2.1.3 Réactif limitant
Dans une réaction chimique, un réactif limitant est une
substance entièrement utilisée. Celui-ci limite la quantité de
produits obtenus, c’est-à-dire qu’il détermine la quantité maximale
de produits formés.
Les réactifs dont il reste une partie après une réaction
portent le nom de réactif en excès.
Exemples :
a) Déterminer la masse molaire de CO2 formée par la combustion de
10g de carbone avec 20dm3 d’oxygène à la pression standard et à 273K?
Volume molaire
22,7L p=100kPa T=273K
22,4L p=101,3kPa T=273K
4
b) Déterminer la masse d’oxyde de fer III formée par la réaction de 5,6g
de fer avec 0,5mol O2.
Faire les exercices 19 à 21 p.275-276
+
20 p.50
La chimie une approche moderne
5
2.1.4 Pourcentage de rendement
La quantité calculée d’un produit est appelée rendement
théorique de la réaction.
La quantité mesurée du produit résultant de la réaction
chimique est appelée rendement réelle de la réaction. Celui-ci
possède généralement une valeur inférieure au rendement
théorique.
Pourcentage de rendement =
rendement réel
x 100%
rendement théorique
Exemples :
a) Calculer le rendement théorique du sulfure de zinc, en grammes, fourni
par la réaction de 0,488g de zinc avec 0,503g de soufre.
8 Zn + S8  8 ZnS
ii) Si le rendement réel de la réaction est de 0,606g de ZnS, quel est le
pourcentage de rendement?
6
b) Une étudiante prépare du bicarbonate d’ammonium au moyen de la
réaction
NH3 + CO2 + H2O  NH4HCO3
Elle utilise 14,8g de NH3 et 41,3g de CO2 en présence d’un excès d’eau.
Quel est le rendement réel en bicarbonate d’ammonium si le pourcentage de
rendement pour cette réaction est de 74,7%?
Faire les exercices 40 et 41 p.53
La chimie une approche moderne
7
2.2 Équations thermochimiques et transformations physiques
Faire lecture Module 3 à partir p.218
2.2.1 Réactions thermodynamiques
L’étude de l’énergie et des transferts d’énergie s’appelle la
thermodynamique.
Système vs milieu extérieur
 Voir figure 5.1 p.221
 Habituellement, dans une réaction chimique, le système est
composé des réactifs et des produits. Le milieu extérieur
comprend tout le reste de l’univers.
Variation d’énergie
 Toute variation d’énergie dans le système s’accompagne d’une
variation d’énergie égale et opposée dans le milieu extérieur.
(L’énergie est ni créée ni détruite.)
E
système
= -  E milieu extérieur
Faire quelques démonstrations sur les réactions
endothermiques et exothermiques.
8
Chaleur vs température
Chaleur
 transfert d’énergie thermique
 Q
 s’exprime en joule (J)
Température
 mesure de l’énergie cinétique moyenne des
particules d’une substance ou d’un système
 T
K = 0C + 273,15
 s’exprime en K ou en 0C
Pourquoi y a-t-il des réactions chimiques?
Il existe des réactions chimiques à cause de 2 tendances
naturelles :
 tendance vers l’énergie la plus faible possible
(ex : balle qui roule
en bas d’une butte finira par arrêter)
 tendance vers le désordre maximum
(ex : chambre à coucher d’un ado.)
* il existe des exceptions à ces règles, mais elles sont rares…
9
Équations thermochimiques
Une équation thermochimique est une équation chimique
incluant les données thermiques d’une réaction.
Ex : H2O(s) + Q  H2O(l)
réaction endothermique
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) + Q
réaction exothermique
2 CuI(s) + H2S(aq)  Cu2S(s) + 2 HI(g) + 98 kJ
NH3  ½ N2 + 3/2 H2
H = + 11 kJ/mole
réaction
exothermique
réaction
endothermique
Enthalpie, réactions endothermique et exothermique
L’enthalpie,
symbolisée
par
H,
(calorifique) totale d’une substance.
est
l’énergie
interne
Toute réaction chimique
implique un facteur d’énergie (i.e. réactions endothermiques vs
réactions exothermiques).
i)
réaction endothermique 
le contenu énergétique
des produits est supérieur à celui des réactifs de
départ.
10
ii)
réaction exothermique  le contenu énergétique des
produits est inférieur à celui des réactifs de départ.
(réaction chimique + stable)
*** Pour un élément, à pression standard et à 250C, l’enthalpie est
considérée arbitrairement comme nulle.
Il est donc difficile de travailler avec les enthalpies de
diverses substances, mais on peut plutôt facilement calculer les
variations d’enthalpies (H) se produisant lors de la réaction.
La variation d’enthalpie est la différence d’énergie entre la
somme d’énergie des produits et celle des réactifs à l’intérieur
d’une réaction chimique.
Hr =  Hf (produits) -  HF (réactifs)
si Hr  0 réaction endo.
si Hr  0 réaction exo.
Dans les réactions chimiques, les variations de l’enthalpie
résultent de la rupture et de la formation des liaisons chimiques
11
entre les composés.
Les liaisons chimiques sont des sources
d’énergie emmagasinée. La rupture d’une liaison est un processus
nécessitant de l’énergie tandis que la création d’une liaison est un
processus dégageant de l’énergie.
Il existe différents types d’enthalpie :
 enthalpie
de
formation
(Hf)

résulte
de
la
production d’une mole de composé à partir d’éléments
libres dans leur état standard (Voir tableau 5.3 p.250)
 enthalpie de réaction (Hr)  variation d’enthalpie
survenue pendant la réaction chimique
 H0
298
pression standard
température de 298K
Voir tableau E.8 p.597
Enthalpies molaires
standards de formation
Si la réaction a pour résultat une absorption nette d’énergie,
on parle d’un réaction endothermique (Hr  0).
Si la réaction a pour résultat un dégagement nette d’énergie,
on parle d’une réaction exothermique (Hr  0).
12
Exemple : Calculer le Hr pour la réaction suivante :
2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g)
Faire les exercices 17 à 20 p.251 (équations thermochimiques)
Faire les exercices 6 et 7 p.287 La chimie une approche moderne (Hr)
Faire les exercices 23 et 24 p.254 (Hr) Chimie 12
13
Loi de l’additivité des chaleurs ou loi de Hess
 Variation d’enthalpie d’un processus physique ou chimique ne
dépend que des conditions initiales (réactifs) et des
conditions finales (produits)
 Variation d’enthalpie est indépendante du cheminement du
processus et du nombre d’étapes intermédiaires dans le
processus.
 C’est la somme des variations d’enthalpie de toutes les
étapes individuelles (réactions partielles) qui compose la
réaction globale.
Exemples :
Réaction globale
AC
Réactions partielles
AB
BC
Réaction globale
2 CO + O2  2 CO2
Réaction partielle
C + O2  CO2
2 CO  CO2 + C
Hr (1) = Hf B - Hf A
Hr (2) = Hf C - Hf B
H = ?
Hf = -393,5 kJ
Hf = -172,5 kJ
Faire l’exemple de la combustion de l’éthane #45 p.297 La chimie une approche…
14
1ère loi de la thermodynamique: Le principe de la conservation de l’énergie
2e loi de la thermodynamique : L’entropie totale de l’univers est en progression
constante. C’est-à-dire que le désordre augmente continuellement
Entropie
L’entropie S, est la tendance d’un système à adopter un
caractère aléatoire ou désordonné.
 Propriété thermodynamique
 On peut la mesurer.
 On peut s’en servir pour décrire des variations d’énergie
qualitatives.
 Entropie d’une substance pure dépend de son état (s, l ou g).
 Entropie d’un système augmente (devient + désordonné)
lorsque la température augmente parce que le mouvement des
particules devient plus chaotique lorsque la température
s’élève.
 Entropie ne se conserve
pas. Elle augmente. Tout
changement spontané met
en jeu une augmentation
de
la
quantité
totale
d’entropie.
15
La fonction de Gibbs (énergie libre)
 Énergie libre de Gibbs (G)
 Le terme énergie libre signifie énergie disponible
 C’est une mesure du travail utile qu’on obtenir d’une
réaction.
Cette énergie peut se convertir en une autre
forme (ex : énergie mécanique, électrique) et le reste de
l’énergie pénètre dans l’environnement sous forme de
chaleur ( entropie du milieu).
 L’enthalpie (H), l’entropie (S) et la température (T) ont
toutes un lien  l’énergie libre
La
variation
de
l’énergie
libre
d’un
système,
à
une
température constante est donnée par l’équation
G = H - TS
 Si G est négatif  la réaction de base est spontanée.
 Si G est égale à 0  la réaction est à l’équilibre.
 Si G est positif  la réaction inverse est spontanée,
mais non la réaction directe.
16
Chaleur massique et calorimétrie
La chaleur massique (c) est la quantité d’énergie nécessaire
pour élever de 10C (ou 1K) la température d’un gramme d’une
substance.
Les unités pour la chaleur massique sont J/g * 0C
Voir tableau 5.2 (chaleur massique) p.234
Pour calculer la variation thermique d’une substance en
fonction de la masse de cette substance, on peut utiliser l’équation
suivante :
où Q est la chaleur (J)
Q = mcT
m est la masse (g)
T = Tf - Ti (K)
Faire les exercices 5 à 8 p.235
17
2.2.2 Transformations physiques
Changement de phases de la matière
GAZ
sublimation
SOLIDE
vaporisation
condensation
cristallisation
ou
liquéfaction
solidification
LIQUIDE
fusion
* changement exothermique (dégage de la chaleur)
* changement endothermique (absorbe de la chaleur)
Voir la courbe de réchauffement p.227
18
Variation d’énergie des processus physiques et chimiques
Il existe un ensemble de variations d’énergie diversifiées. La
sorte d’échanges thermiques dépend du type de réaction chimique.
 Chaleur molaire de fusion  la chaleur nécessaire à la fusion
d’une mole d’un solide
 Chaleur molaire de vaporisation  la chaleur nécessaire à la
vaporisation d’une mole de
liquide
 Chaleur molaire de formation  la chaleur accompagnant une
réaction de synthèse.
 Chaleur molaire de combusion  la chaleur accompagnant une
réaction où une mole de
substance se combine avec
l’oxygène.
19
2.3 Cinétique chimique
2.3.1 La vitesse des réactions chimiques
La vitesse d’une réaction est la vitesse de disparition d’un
réactif ou la vitesse d’apparition d’un produit.
C’est-à-dire le
changement dans la quantité (concentration) de réactifs ou de
produits en fonction du temps.
La vitesse d’une réaction est exprimée en mol/dm3 s
s’il
s’agit d’un soluté et en Pa/s s’il s’agit d’un gaz.
Par convention, les vitesses de réaction sont toujours
positives.
Toutefois,
les
vitesses
de
réaction
ne
sont
généralement pas constantes. Elles changent avec le temps. (Au
début de la réaction, la vitesse est plus grande parce qu’il y a plus
de réactifs.
Vers la fin de la réaction, la vitesse de réaction
diminue parce qu’il y a moins de réactifs et la réaction globale
diminue.)
La vitesse moyenne d’une réaction est le changement moyen
en concentration d’un réactif ou d’un produit par unité de temps
20
pour un intervalle de temps donné.
Celle-ci donne une idée
générale de la rapidité à laquelle se déroule une réaction.
La vitesse instantanée d’une réaction est la vitesse de la
réaction à un temps particulier.
Les facteurs qui influent sur la vitesse de réaction
1)
(voir résumé p.276)
Une augmentation de la température des réactifs
 L’énergie cinétique augmente (molécules bougent + rapidement)
 Le nombre de collisions entre les molécules augmentent
ainsi que l’énergie de ses collisions (+ de complexes
activés de produits)
21
2)
Une augmentation de la quantité (concentration) des
réactifs
 + de réactifs, + de collisions, + la vitesse de réaction 
3)
L’ajout d’un catalyseur
 Le catalyseur est une substance qui augmente la vitesse de
réaction sans changer la quantité de produits formés.
4)
Une augmentation de la surface de contact
 Ex : La vitesse de réaction est +  lorsque le réactif est en
poudre que lorsqu’il est en cube
5)
La nature des réactifs
 Les réactifs qui nécessitent des réarrangements de liaisons
ou des transferts d’électrons prennent généralement plus
de temps que les autres. (Ex : la réaction entre 2 ions se
fait + rapidement qu’entre 2 composés)
22
Loi de vitesse d’un réaction
 À une température donnée, la vitesse d’une réaction est
directement proportionnelle aux concentrations molaires
volumiques (mol/dm3) des réactifs.
 La concentration de chaque réactif est élevée à une
puissance qui est égale au nombre de moles participant à
la réaction (équation équilibrée).
vAB = k A m Bn
Exemple :
3A + 4B  2AB
où A et B sont les réactifs
Faire la feuille d’exercices 2.3
23
La détermination de la constante de vitesse
La constante k, constante de vitesse, dépend de la réaction
et de la température. À une température donnée, elle prend une
seule valeur pour chaque réaction.
(Voir exemple à la page 346 La chimie une approche moderne.)
Faire les exercices 5 à 8 p.284
24
2.3.2 La théorie des collisions
La théorie des collisions stipule que, pour qu’une réaction se
produise, les particules de réactifs (atomes, molécules ou ions)
doivent entrer en collisions les unes avec les autres.
Si une collision est nécessaire pour qu’une réaction se
produise, il est alors logique que la vitesse de réaction augmente
s’il y a davantage de collisions par unité de temps. En d’autres
mots, plus la concentration de réactifs est élevée, plus le nombre
de collisions entre les réactifs augmente et plus la réaction
chimique se fait rapidement. (figure 6.7 p.289)
2.3.3 La théorie de l’état de transition
D’après la théorie des collisions, une collision entre les
réactifs est nécessaire pour qu’une réaction se produise. Pourquoi
chaque collision n’aboutit-elle pas à la formation d’un nouveau
produit?
25
Énergie d’activation
L’énergie d’activation est l’énergie de collision minimale
requise pour obtenir la formation des produits.
Les réactifs
doivent entrer en collision avec une énergie suffisante (énergie
d’activation) pour rompre les liaisons dans les réactifs et pour
commencer à former des liaisons dans les produits.
Profil énergétique de réactions endothermique et exothermique
Voir le profil énergétique des réactions endothermique et exothermique
fig. 6.12 et 6.13 p.292
+
Identifier : Complexe activé
(étape intermédiaire, produit instable, transforme
spontanément en produits + stables)
État de transition
(fait la transition entre les réactifs et les produits)
26
2.3.4 Le mécanisme réactionnel et le catalyseur
L’ensemble des réactions en chaîne conduisant à la formation
du produit final porte le nom de mécanisme réactionnel. Chaque
étape (réaction chimique) du mécanisme réactionnel s’appelle une
réaction élémentaire.
Exemple :
La formation du dioxyde d’azote 2NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)
est le résultat de deux réactions élémentaires qui se sont
produites l’une après l’autre.
Réaction globale
2NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)
Réactions élémentaires
NO(g) + O2(g)  NO3(g)
NO3(g) + NO(g)  2 NO2(g)
intermédiaire de réaction
La vitesse de réaction globale dépend du rythme de la
formation du complexe activé le plus lent des réactions
élémentaires.
27
Faire la feuille d’exercices avec le mécanisme réactionnel
Le catalyseur
Le catalyseur est une substance qu’on ajoute à une réaction
chimique pour augmenter la vitesse de réaction. Le catalyseur ne
réagit pas chimiquement avec les réactifs et n’influencent pas la
quantité de produits formés.
Le catalyseur permet de diminuer l’énergie d’activation ce qui
permet à la réaction chimique de commencer à produire des
produits plus rapidement. (Voir figure 6.18 p.302 et figure 6.21
p.304)
28