Chimie quantitative

CHIMIE 4 SB – Leçon 5 : Chimie Quantitative
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La Mole
1 mole = 6,02 x 1023 molécules
Nombre
d’Avogadro
La masse molaire MM
La masse d’une mole du composé X est appelée Masse Molaire de X (MM) et s’exprime en
g/mol
Exemples :
MM de NaCl = 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol
MM de Al2S3 = 2 x 26,98 + 3 x 32,07 = 150,17 g/mol
MM de Ca(NO3)2 = 40,08 + 2 x 14,01 + 6 x 16,00 = 164,10 g/mol
La nombre de mole n
La nombre de mole n d’un composé dans un échantillon de masse m donnée se calcule
comme suit :
Masse de l’échantillon (g)
Nombre de moles (mol)
m
n=
MM
Masse Molaire du composé (g/mol)
Exercices :
1- Calculer le nombre de mole de Mg(OH)2 contenu dans 33,4 g de cette substance.
2- Calculer le nombre de mole HNO3 contenu dans 11,5 g de cette substance.
3- Calculer la masse de 0,4 moles de NH4NO3
4- Calculer la masse de 3,2 moles de Mg3(PO4)2
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Mole et réactions chimiques
N2
+
3 H2
2 NH3
Cette équation signifie qu’il faut 1 mole de N2 Réagit avec 3 moles de H2
pour produire 2 moles de NH3
Nous pouvons tirer plusieurs conclusions de cette équation chimique
Notations à maîtriser !
nc = nombre de moles consommé
np = nombre de moles produit
ni = nombre de moles initial
nf = nombre de moles final
Quelques exemples :
1- Calculer le nombre de moles de H2 consommé
par la réaction de 2,5 moles de N2
nc,H2
= 3 x nc,N2
= 3 x 2,5
= 7,5 mol
2- Calculer le nombre de moles de NH3 produit par
la réaction de 0,5 mole de N2 avec une quantité
suffisante de H2
np,NH3
3- Calculer le nombre de moles de NH3 produit par
la réaction de 6 moles de H2 avec une quantité
suffisante de N2
np,NH3
= nc,H2 x 2/3
= 6 x 2/3
= 4 mol
4- On mélange 2 moles de N2 avec 9 moles de H2.
Combien restera-t-il de moles de H2 après
réaction ?
= 2 x nc,N2
= 2 x 0,5
= 1 mol
nc,H2
= 3 x nc,N2
=3x2
= 6 mol
nf,H2
= ni,H2 - nc,H2
=9-6
= 3 mol
5- On mélange 3 moles de N2 avec 8 moles de H2. Quel réactif ne sera pas entièrement consommé ? Combien
de moles de NH3 produira-t-on ?
nc,H2
= 3 x nc,N2
 Il faudrait 9 moles de H2 pour consommer les 3 moles de N2
 Il n’y a pas assez de H2 !
 Le H2 sera entièrement consommé : c’est le réactif limitant
 Le N2 ne sera pas entièrement consommé : c’est le réactif en excès
Si H2 est entièrement consommé, on obtient :
nc,H2
= ni,H2 = 8 mol
np,NH3 = nc,H2 x 2/3
= 8 x 2/3
= 5,33 mol
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Exercices :
1- On réalise la combustion de 1,2 mol de propane à l’air libre.
C3H8 + 5 O2
3 CO2 + 4 H2O
a) Calculer le nombre de moles de dioxygène consommé.
b) Calculer le nombre de moles de CO2 produit.
c) Calculer le nombre de moles de H2O produit.
2- On mélange 4 mol de Al(OH)3 avec 5 mol de H2S, la réaction suivante se produit.
2 Al(OH)3 + 3 H2S
a)
b)
c)
d)
Al2S3 + 6 H2O
Quel est le réactif limitant ?
Calculer le nombre de moles de Al2S3 produit.
Calculer le nombre de moles de H2O produit.
Calculer le nombre de moles final de réactif en excès.
3- On réalise la combustion de 3,5 g d’H2 à l’air libre.
2 H2 + O2
2 H2O
a) Calculer le nombre de moles de O2 consommé.
b) Calculer la masse de H2O produite.
4- On réalise la décomposition explosive de 50 g de nitrate d’ammonium. Calculer les
masses obtenues de chaque produit.
2 NH4NO3
2 N2 + 4 H2O + O2
5- On mélange 17,4 g de MnO2 avec 0,6 mol de HCl. La réaction suivante se produit.
MnO2 + 4 HCl
a)
b)
c)
d)
e)
MnCl2 + 2 H2O + Cl2
Quel est le réactif limitant ?
Calculer le nombre de moles de H2O produit.
Calculer le nombre de moles de Cl2 produit.
Calculer la masse de MnCl2 produite.
Calculer la masse finale de réactif en excès.
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La concentration molaire
𝐂𝐧,𝐱
𝐧𝐱
=
𝐕𝐭𝐨𝐭
𝐂𝐧,𝐱
- Cn,x : Concentration molaire du soluté x (mol/L)
- nx : Nombre de moles du soluté x (mol)
- Vtot : Volume total de solution (L)
𝐧𝐱
=
𝐕𝐭𝐨𝐭
𝐧𝐱 =
𝐦𝐱
𝐌𝐌𝐱
𝐂𝐧,𝐱 =
𝐦𝐱
𝐌𝐌𝐱 ∗ 𝐕𝐭𝐨𝐭
𝐂𝐧,𝐱 = 𝐂𝐦,𝐱 / 𝐌𝐌𝐱
Exercices :
1- On place 22 g de Mg(NO3)2 dans un matras de 250 ml avant d’ajuster au trait avec de
l’eau.
a) Calculer la concentration molaire en Mg(NO3)2 de la solution
b) Calculer la concentration molaire en ions Mg2+ de la solution
c) Calculer la concentration molaire en ions NO3- de la solution
2- On rajoute 25 ml d’eau à 85 ml d’une solution de Na2CO3 concentrée à 1,6 mol/L
a) Calculer la concentration molaire en Na2CO3 de la solution obtenue
b) Calculer la concentration massique en Na2CO3 de la solution obtenue
3- Quelle quantité d’eau faut-il rajouter à 150 ml d’une solution concentrée à 1,1 mol/L
pour obtenir une solution concentrée à 0,85 mol/L ?
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4- On mélange les solutions suivantes :
 50 ml de NaCl concentré à 2 mol/L
 100 ml de NaCl concentré à 1,2 mol/L
 50 ml d’eau déminéralisée
a) Calculer la concentration molaire en NaCl de la solution obtenue
b) Calculer la concentration massique en NaCl de la solution obtenue
5- On mélange les solutions suivantes :
 30 ml de NaCl concentré à 1,5 mol/L
 100 ml de Na2CO3 concentré à 0,5 mol/L
 50 ml de NaCl concentré à 60 g/L
 20 ml d’eau déminéralisée
a) Calculer la concentration molaire en NaCl de la solution obtenue
b) Calculer la concentration massique en Na2CO3 de la solution obtenue
c) Calculer la concentration molaire en ions Na+ de la solution obtenue
6- Sur une bouteille d’esprit de sel de grande distribution, on peut lire : « HCl 37%
massique ; d=1,19 ». Calculer la concentration molaire en HCl de cette solution.
a) Calculer la concentration molaire en HCl de la solution
b) Calculer la concentration massique en HCl de la solution
7- On mélange 25 ml d’une solution de Na2S à 0,3 mol/L avec 50 ml d’une solution de
HCL à 0,25 mol/L. La réaction suivante se produit.
Na2S (aq) + 2 HCl (aq)
2 NaCl (aq) + H2S (g)
a) Déterminer le réactif limitant
b) Déterminer le nombre de moles final de réactif en excès
c) Calculer le nombre de moles de H2S dégagé
8- On place 1,2 g de Mg(NO3)2 dans 100 ml d’une solution de NaOH concentrée à 0,2
mol/L. La réaction suivante se produit.
Mg(NO3)2 (aq) + 2 NaOH (aq)
2 NaNO3 (aq) + Mg(OH)2 (s)
a) Déterminer le réactif limitant
b) Déterminer le nombre de moles final de réactif en excès
c) Déterminer la masse de précipité produite