La chimie quantitative - Ecole-Victor

La chimie
quantitative
Chimie 11
Relier le macro au micro
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La mole
• La mole est le nombre d'atomes de
carbones dans 12 g de carbone.
• La masse molaire est la masse d'une mole.
Elle est exprimée en g/mol.
• Masse atomique du carbone = 12.
• Masse molaire du carbone = 12 g x mol-1
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Une mesure de quantité
• 1 mole = 6.022 x 1023 atomes ou
molécules
• Nombre d'Avogadro
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La masse atomique
• La masse d'un atome est extrêmement faible :
– Protons & neutrons ~ 10-27 kg
– Électrons ~ 10-31 kg
• Notion de masse atomique relative par
comparaison des poids des atomes entre eux :
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La masse atomique
• La masse atomique est la masse d'un atome en
unités de masse atomique.
• Une unité de masse atomique (u) est le
douzième de la masse de l'isotope 12 du
carbone
• La masse atomique moyenne est la moyenne
des masses des isotopes selon leur
pourcentage.
– Concrètement, elle est proche de la somme
des protons et des neutrons.
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La masse molaire
• La masse molaire est la masse d'une mole de
molécules ou d'atomes. Elle est exprimée en
g/mol.
• La masse molaire d'un élément en grammes est
celle indiquée dans le tableau périodique.
Exemple :
masse molaire du carbone = 12,01 g
On garde généralement 4 chiffres significatifs
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Exemple
• Calcule la masse molaire de :
– CH4
– H2O
– CH3COOH
– KNO3
– Ni(OH)2
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Volume molaire
Hypothèse d'Avogadro
• À température et pression égales, deux volumes
identiques de gaz différents contiennent le même
nombre de particules.
– V1 = V2 => n1 = n2
• Le volume molaire est le volume occupé par 1
mole de gaz dans des conditions normales de
température et de pression (CNTP).
• CNTP : 1013 hPa et 273.15 K (0°C)
• CL
: 1013 hPa et 298.15 K (25°C)
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• CNTP :
l/mol
– Volume molaire = 22.41
= 0.02241 m3/mol
• CL :
– Volume molaire = 24.47
= 0.02447
l/mol
m3/mol
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Exemple
• Quel est le volume occupé par 12,5 moles de
NH3(g) aux CNTP ?
• Combien y a-t-il de moles dans 375 ml de SO3(g)
aux CNTP ?
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Masse volumique
Masse volumique = masse / volume
• Elle s'exprime généralement en grammes / litres.
• Masse volumique de l'eau = 1.0 g/ml (à 4°C)
Attention : masse volumique se traduit par "density"
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Exemples
• Calcule la masse volumique de CH2F2(g) aux
CNTP
• Calcule la masse volumique de CaCO3 si
0,0316 moles de CaCO3 a un volume de 1,167
ml
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Les conversions
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Formule empirique
• La formule empirique d'une substance est celle
déterminée par l'expérimentation : elle indique
dans quel rapport se trouvent les éléments
présents dans une molécule.
• Exemple : l'eau oxygénée
– formule moléculaire : H2O2
– formule empirique : HO
formule moléculaire _ formule empirique
formule empirique _ formule moléculaire
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Exemple 1 : quelle est la formule
empirique d'une substance composée en
masse de 80,0 % de carbone et 20,0 %
d'hydrogène ?
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Exemple 2 : une molécule a pour formule
empirique HO et une masse molaire de
34,0 g. Quelle est sa formule
moléculaire ?
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Exemple 3 : Un gaz a pour formule
empirique POF3. Si 0,350 litre de ce gaz
pèse 1,62 g, quelle est la formule
moléculaire de ce gaz ?
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Molarité
• La molarité ou concentration molaire est le
nombre de moles contenu dans 1 litre de solution
• Elle s'exprime en mol/l
c=n/v
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Soluté, solvant et solution
• Soluté : le produit que
l'on dissout
• Solvant : le liquide dans
lequel on dissout le
soluté
• Solution : le résultat ie
le soluté dissout dans
le solvant
Quand on parle de concentration ou de molarité,
on se réfère toujours au soluté
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Dilution / concentration
• Dilution => molarité æ
• Concentration => molarité ä
cconc x vconc = cdil x vdil
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Exemple 1
Si 200,0 ml de NaCl de concentration 0,500 M sont
ajoutés à 300,0 ml d'eau, quelle est la
concentration de NaCl après dilution ?
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Exemple 2
Si 300,0 ml de NaCl de concentration 0,250 M sont
ajoutés à 500,0 ml de NaCl de concentration 0,100
M, quelle est la concentration de NaCl après
mélange ?
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Les réactions chimiques
• Une réaction chimique est un processus qui a
pour conséquence la transformation de réactifs
en produits.
• Le + signifie "réagit avec"
• La flèche indique le sens de la réaction
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Écriture des équations
• On peut également rajouter une lettre indiquant
l'état dans lequel se trouve chaque substance :
– (g) = gazeux
– (s) = solide
– (l) = liquide
• Pour les ions en solution, on va utiliser :
– (aq) = aqueux
NaCl(s)
H2O
Na+(aq) + Cl-(aq)
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Loi de conservation
• Lavoisier (1743-1794) :
“Rien ne se perd, rien ne se crée,
tout se transforme”
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Lois de conservation
• Dans un système fermé, pendant une réaction
chimique, il y a :
– Conservation de la masse
– Conservation du nombre et du types d'atomes
– Conservation des charges électriques
– Conservation de l'énergie
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Question : lors d'une réaction chimique,
quels sont les éléments qui sont
conservés ?
– les phases
– le nombre d'atomes
– le volume
– le nombre de moles
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Équilibrage des réactions
• Dans un système fermé, on doit retrouver les
mêmes masses de produits avant et après la
réaction.
• Il faut donc équilibrer les équations chimiques en
rajoutant des coefficients
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Conseils pour équilibrer
• Commence par les métaux. Équilibre H et O en
dernier.
• Commence par un élément qui n'apparaît qu'une
seule fois dans les réactifs et dans les produits.
• Essaie d'équilibrer des groupes entiers quand
c'est possible (SO4, PO4, etc...)
• Si tu obtiens une fraction, multiplie tous les
coefficients par deux.
• Vérifie à la fin que tous tes éléments sont
équilibrés
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Exemple : équilibre les réactions
suivantes
• H2S + PbCl2 à
PbS + HCl
• (NH4)3PO4 + NaOH à
Na3PO4 + NH3 + H2O
• C19H17NO3 + O2 à CO2 + H2O + N2
• Cr2(SO4)3 + KI + KIO3 + H2O à Cr(OH)3+ K2SO4 + I2
• MoCl3 + O2 + AgCl à MoCl4 + Ag2O
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Les types de réactions
• Il y a 5 types différents de réactions :
– Réactions de synthèse : des éléments s'unissent
pour former un produit plus complexe
C(s) + O2(g) à CO2(g)
– Réactions de décomposition : un composé est
scindé en plus petits composés
2 NO(g) à N2(g) + O2 (g)
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– Réactions de déplacement simple : un atome est
déplacé d'un composé vers un autre
CuCl2(aq) + Fe(s) à
FeCl2(aq) + Cu(s)
– Réactions de déplacement double : deux ions
sont intervertis entre les composés
acide + base à sel + eau
HNO3 + KOH à KNO3 + H2O
– Réactions de combustion : une substance
combustible réagit avec l'oxygène pour produire
de la chaleur et des produits oxydés
C5H12(l) + 8 O2(g) à 5 CO2(g) + 6 H2O(l)
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La stoechiométrie
La stoechiométrie mesure la relation entre les
quantités de réactants consommés et les
quantités de produits résultants.
2 H2
+
O2
à
2 H 2O
2 molécules
1 molécule
2 molécules
20 molécules
10 molécules
20 molécules
2x6.023x1023 molécules
1x6.023x1023 molécules 2x6.023x1023 molécules
2 moles
1 mole
2 moles
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Exemple
Dans la réaction N2 + 3 H2 à 2 NH3,
combien de molécules de N2 sont
nécessaires pour réagir avec 15
molécules de H2 ?
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Exemple
Dans la réaction N2 + 3 H2 à 2 NH3,
combien de moles de NH3 sont produites
quand 18 moles de H2 sont utilisées ?
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Exemple
Soit la réaction de combustion du
propane :
C3H8(g) + 5 O2(g) à3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Quelle masse de gaz carbonique est
produite si 2,00 moles d'oxygène sont
utilisées ?
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Exemple
Soit la réaction de combustion du propane :
C3H8(g) + 5 O2(g) à3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Quelle masse de propane est nécessaire pour
produire 100,0 g d'eau ?
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Exemple
Soit la réaction de combustion du propane :
C3H8(g) + 5 O2(g) à3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Quelle masse d'eau est produite si 50,0 litres de
dioxyde de carbone sont également produits
(CNTP) ?
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Exemple
Soit la réaction de combustion du propane :
C3H8(g) + 5 O2(g) à3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Quel volume d'oxygène est consommé si 10,0
litres de gaz carbonique sont produits ?
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Stoechiométrie et molarité
• Rappel : la concentration ou molarité est
le ratio du nombre de moles par le
volume.
nombre de moles
Concentration=
volume
n
C=
V
ou
C ×V =n
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Exemple
Un comprimé de Tums a une masse de 0,750 g. Il
contient essentiellement du carbonate de calcium qui
réagit avec l'acide gastrique (HCl de concentration
0,0010 M) suivant la réaction suivante :
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l)
Quel volume d'acide gastrique est neutralisé
par un comprimé ?
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Exemple
Quel volume de gaz carbonique est produit si 1,25
litres de HCl de molarité 0,0055 M réagit avec des
comprimés Tums ?
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Deux types de calculs (1)
• Équation avec des quantités
stoechiométriques :
– Les réactifs sont en suffisance et ils
sont tous entièrement consommés
pendant la réaction
– le calcul stoechiométrique peut être
fait avec l'un ou l'autre des réactifs
sans distinction.
C'est une situation idéale mais peu
réaliste
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Deux types de calculs (2)
• Équation avec des quantités non
stoechiométriques :
– L'un des réactifs est en défaut et l'autre
réactif est en excès
– Le réactif en défaut est appelé le réactif
limitant : c'est lui qui va déterminer la
quantité de produit qui va être formée.
Dans l'industrie, on choisit comme réactif
limitant celui qui est le plus onéreux
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Exemple
Si 20,0 g de H2(g) réagissent avec 100,0 g d'O2(g)
suivant la réaction :
2 H2(g) + O2(g) à 2 H2O(l)
Quel réactif est en excès ? De combien de
grammes ?
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Exemple
Si 56,8 g de FeCl2, 14,0 g de KNO3 et 40,0 g de HCl
sont mélangés et réagissent suivant la réaction :
3 FeCl2 + KNO3 + 4 HCl à 3 FeCl3 + NO + 2 H2O + KCl
Quel réactif est limitant ?
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Notion de rendement
Le rendement d'une réaction est une mesure en
pourcentage de son efficacité :
Rendement =
masse de produit obtenu
×100
masse de produit attendu
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Exemple
15 g de CH4 réagissent avec un excès de Cl2 pour
former un total de 29,7 g de CH3Cl suivant la
réaction : CH4 + Cl2 à CH3Cl + HCl
Quel est le rendement de cette réaction ?
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Les gaz
L'air est composé de :
– 78 % de N2
– 21 % de O2
– 1 % autres gaz dont CO2
11 éléments gazeux aux conditions
normales de température et de pression.
1 atm = 101,35 kPa et 25°C
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11 éléments gazeux
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Les molécules diatomiques
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Caractéristiques des gaz
• Ils sont compressibles
on peut réduire
l'espace qu'ils
occupent.
• Ils sont expansibles
ils occupent tout
l'espace disponible.
• Deux gaz mis en
contact vont se
mélanger
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Grandeurs physiques
•
•
•
•
Température
Volume
Quantité de matière
Pression :
– force exercée par
unité de surface
– Se mesure en pascal
– 1 Pa = 1 N/m2
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Loi de Boyle-Mariotte
• À température
constante, le volume
est inversement
proportionnel à la
pression.
V ∝ 1/P
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Loi de Gay-Lussac
• À pression constante,
le volume est
proportionnel à la
température.
V∝T
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Équation des gaz parfaits
Volume
Pression
Température
PV = nRT
Nombre de moles
Constante des gaz parfaits :
R = 8,314 kPa x L / mol x K
Ou R = 8,314 Pa x m3 / mol x K
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Qu'est-ce qu'un gaz parfait ?
• Un gaz est dit parfait lorsqu'il se comporte
suivant l'équation des gaz parfaits.
• Concrètement, cela signifie que :
– Il n'y a pas d'attractions
intermoléculaires
– Le volume des molécules est
négligeable par rapport au volume du
contenant
• En réalité, les gaz se comportent comme
des gaz parfaits à haute température et à
basse pression.
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Exemple
L'hexafluorure de soufre, SF6, est un gaz incolore,
inodore et très stable. Calcule la pression en kPa
exercée par 1,82 moles de ce gaz dans un
contenant en acier de 5,43 litres à 45,0°C.
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Exemple
• Calcule le volume en litres qu'occupent
7,40 g de NH3 à CNTP.
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Exemple
Une petite bulle monte du fond d'un lac où la
température et la pression sont de 8°C et 648 kPa,
jusqu'à la surface où la température est de 25°C et
la pression de 101 kPa. Calcule le volume final en
millilitres de la bulle si son volume initial était de
2,1 ml.
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