Notes de cours du chapitre 7

CHAPITRE 7
Section 7.1 : LES RÉACTIONS CHIMIQUES ET LA STOECHIOMÉTRIE
La stœchiométrie: l’étude des rapports de quantités dans les réactions chimiques et les
formules chimiques.

Les coefficients qui sont placés devant les formules des composés et des
éléments dans une équation chimique indiquent combien d’atome et de
molécules participent à la réaction.
Exemple: N2 (g) + 3H2 (s)
2NH3 (g)
Sous forme de rapport, on exprime cette équation comme:
1 mol de N2 : 3 mol de H2 : 2 mol de NH3
Suppose que tu veux produire 20 mol d’ammoniac. Combien de mol d’azote as-tu
besoin?
Selon l’équation chimique équilibrée
Rapport inconnu
X mol d’azote
20 mol d’ammoniac
X mol N2
20 mol d’ammoniac
=
=
Rapport connu
1 mol d’azote
2 mol NH 3
1 mol N2 = 20 = 10
2 mol NH 3 2
X= 10 mol N2
On nomme ces derniers rapports molaires.
La détermination des rapports molaires des réactifs
Exemple : Trouve le nombre de moles d’oxygène qui réagiront avec 0,56 mol de
vanadium pour former du pentoxyde de bivanadium.
Étape 1 : Écrire l’équation chimique équilibrée
Étape 2 : Écrire les données
Étape 3 : Écrire les rapports
Étape 4: Écrire une conclusion
Nouveau livre p.298 1-10
Les rapports molaires dans une équation chimique équilibrée
Exemple : Combien de moles d’oxyde de cuivre (II), CuO , se forment lorsque 0,0045 mol
de malachite, Cu2(CO3)(OH)2, se décompose complètement selon l’équation suivante?
Cu2(CO3)(OH)2
CO2 + H2O + 2CuO
Nouveau livre p.300 11-20
Les rapports de masse dans les équations chimiques
Les coefficients d’une équation chimique équilibrée peuvent représenter aussi bien des
moles que des particules. En conséquence, tu peux te servir des masses molaires des
réactifs et des produits pour déterminer les rapports de masse d’une réaction.
Avec l’équation m= n x M
Tu peux déterminer la masse de chaque substance.
Exemple : 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔)
1 mol de N2 x 28,0g/mol = 28,0g de N2
3 mol H2 x 2,0g/mol= 6,10 g de H2
2 mol NH3 x 17,0g/mol= 34,10 g NH3
Les calculs masse-masse pour des produits et des réactifs
Exemple : Au début de ce chapitre, tu as vu qu’on utilise un mélange de combustibles
formé d’hydrazine, N2H4 et de tétraoxyde de biazote N2O4, pour propulser un module
lunaire dans l’espace. Ces deux composés réagissent pour former de l’azote gazeux et
de la vapeur d’eau. Si 150,0g d’hydrazine réagissent avec une quantité suffisante de
tétraoxyde de diazote, quelle masse d’azote gazeux obtiendra-t-on?
m N2H4= 150,0g
2N2H4(l) + N2O4 (l) →3N2(g)+3H2O(g)
#mole N2H4= m/M= 150,0g / 32,0g /mol= 4,69 mol de N2H4
Rapport inconnu Rapport connu
X mol N2
=
3m
ol N2
4,69 mol N2H4
2 mol N2H4 = 7,04 mol de N2
Nouveau livre p.304 21-30
Le procédé général pour résoudre les problèmes stœchiométriques
Étape 1
Étape 2
Étape 3
Étape 4
•Écris l'équation chimique équilibrée de la réaction
•Si tu connais la masse ou le nombre de particules d'une substance, convertis l'une ou
l'autre quantité en un nombre de moles.
•Calcule le nombre de moles de la substance requise d'après le nombre de moles de la
substance donnée en te servant du rapport molaire approprié.
•Convertis le nombre de moles de la substance requise en masse ou en nombre de
particules, selon la question.
Le calcul stœchiométrique des masses et des particules
Exemple : Lorsqu’on fait passer du chlore gazeux à travers du soufre fondu, on obtient
du bichlorure de soufre (II) liquide. Combien de molécules de chlore doivent réagir pour
produire 50,0g de bichlorure de soufre (II)?
Masse de S2Cl2= 50,0g
Cl2(g)+ 2 S(l)
S2Cl2(l)
n= m/M
n= 50,0g /135,04g/mol
n=0,370 mol de S2Cl2
Rapport inconnu
Rapport connu
X mol Cl2
= 1 mol de Cl2
0,370 mol de S2Cl2
1 mol de S2Cl2
X= 0,370 mol d
e Cl2
N= n x Na
N= 0,370 mol de Cl2 x 6,23 x 1023 particules/mol
N= 2,23 x 1023 particules de Cl2
Vieux livre p. 248 et 249 # 19, 20
Section 7.2 : LES RÉACTIFS LIMITANTS ET EN EXCÈS
1 laitue + 2 concombres + 3 tomates = 1 salade
On dit que les réactifs sont présents en quantités stœchiométriques lorsque leur rapport
molaire correspond exactement à celui de l’équation chimique équilibrée.
Par contre, les quantités de réactifs sont souvent en excès dans une expérience réelle.
Réactif limitant : le réactif qui est entièrement utilisé au cours d’une réaction chimique.
Il détermine la quantité maximale du ou des produits.
Donc, la réaction s’arrête lorsque le réactif limitant s’épuise.
La détermination du réactif limitant
Lorsque tu connais les quantités de deux réactifs ou plus, tu dois d’abord déterminer le
réactif limitant en calculant la quantité de produits produite.
Exemple : On brûle un morceau de phosphore de 1 g dans un flacon contenant 2,60 x
1023 molécules d’oxygène gazeux. Quelle masse de décaoxyde de phosphore (IV)
obtient-on?
Étape 1 : Équation chimique équilibrée
P4 + 5O2
P4O10
Étape 2 : Écrire les données sous forme de moles
Étape 3 : Trouver le réactif limitant
P4O10
Rapport inconnu
Rapport connu
X mol P4O10
= 1 mol P4O10
Rapport inconnu
x mol P4O10
Étape 4 : Écrire une conclusion
Étape 5 : Convertir la quantité de l’inconnu en unités demandées.
Rapport connu
= 1 mol P4
Nouveau livre p.309 # 31-39 et p.311 40-50
Puisque le P4 donne la plus petite quantité de produits, il est le réactif limitant.
m= n x M
n= 8,07 x 10-3 mol de P4O10
= 8,07 x 10-3 mol x 284 g/mol
m = 2,29 g de P4O10
M P4O10= 284 g/mol
Section 7.3 : LE RENDEMENT DES RÉACTIONS
Le rendement théorique : selon les calculs, le rendement théorique est la quantité de
produits prédits à l’aide de la stœchiométrie.
Cette quantité ne correspond pas toujours à la quantité de produits réellement
obtenus dans une réaction.
En fait, ce rendement est souvent supérieur au rendement réel.
Le rendement réel: la quantité de produits obtenus de façon expérimentale.
Pourcentage de rendement = rendement réel
rendement théorique
Exemple: N2 + 3H2
101
x 100%
2NH3
Lorsque 7,5 x
g d’azote réagissent avec une quantité suffisante d’hydrogène, le
rendement théorique d’ammoniac est de 9,10 g. Si on obtient de façon expérimentale
1,72 g d’ammoniac, quel est le pourcentage de rendement?
Rendement
réel
Exemple: Dans certaines conditions, la réaction ci-dessous a un rendement de 92,4%
d’oxyde de calcium. Combien de grammes d’oxyde de calcium est-ce que Maxine peut
espérer obtenir si elle chauffe 12,4g de carbonate de calcium?
CaCO3
CaO + CO2
Nouveau livre p.319 51-60