chapitre 3 la stoechiométrie : calculs chimiques
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Chapitre 3
La stoechiométrie : calculs chimiques
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3.1 La masse moléculaire et la masse d’une entité formulaire
• La masse moléculaire d’une substance est la somme des masses des atomes de la formule moléculaire de cette substance. – Utilisée pour les composés moléculaires (covalents).
• La masse d’une entité formulaire d’un composé est égale à la somme des masses des ions présents dans une entité formulaire d’un composé ionique.
Acide acétique, composé moléculaire
NaCl, composé ionique
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3.2 La mole et la constante d’Avogadro
• Une mole (mol) est une quantité de matière correspondant au nombre d’atomes de carbone dans 12 grammes de carbone 12. – Ce concept permet de passer des unités de masse atomique aux grammes /
mol en utilisant les mêmes chiffres sur le tableau périodique.
– La constante d’Avogadro est égale à 6,022 137 x 1023 mol-1.
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3.4 La composition en pourcentage massique à partir de la formule chimique
• La composition en pourcentage massique donne la proportion de chaque élément constitutif d’un composé. – On peut donc l’exprimer par le nombre de grammes que compte chaque
élément par 100g de composé.
• Ex: % de carbone dans le propane, C3H8.
– Masse molaire C3H8 = 44,097 g/mol
%713,81100xHC de g 44,097
C de g 36,033massique ePourcentag
83
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3.5 La formule chimique d’après la composition en pourcentage massique
• Formule empirique: formule qui montre les éléments présents dans le composé, avec les indices réduits aux plus petits entiers.– Ex: CH2O est la formule empirique de C6H12O6.
– Une formule moléculaire peut être la formule empirique, ou un muliple entier de celle-ci.
• Pour obtenir la formule empirique d’un composé à partir de pourcentages massiques, il faut exprimer les rapports entre les constituants en moles.
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La formule empirique en 5 étapes (1/5)
1) Convertir les pourcentages massiques de chaque élément en une masse.
– L’acide acétique est composé de 53,28 % d’oxygène, de 40,00 % de carbone et de 6,72 % d’hydrogène. Si on considère un échantillon de 100,0 g, on a alors
– 53,28 g de O;
– 40,00 g de C;
– 6,72 g de H.
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La formule empirique en 5 étapes (2/5)
2) Convertir la masse de chaque élément en moles.
– O : 53,28g ÷ 15,9994 g/mol = 3,330 mol de O
– C : 40,00g ÷ 12,011 g/mol = 3,330 mol de C
– H : 6,72g ÷ 1,00794 g/mol = 6,67 mol de H
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La formule empirique en 5 étapes (3/5)
3) Écrire une première formule en utilisant le nombre de moles des divers éléments comme indices.
– Selon l’étape 2, on obtient la formule : C3,330H6,67O3,330
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La formule empirique en 5 étapes (4/5)
4) Transformer en nombres entiers tous les indices en les divisant par le plus petit d’entre eux.
– On divise donc les indices par 3,330 :
– Ceci nous donne : CH2O, qui est la formule empirique de l’acide
acétique.
3,330
3,330
3,330
6,67
3,330
3,330 OHC
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La formule empirique en 5 étapes (5/5)
5) Si la formule de l’étape 4 contient encore des indices fractionnaires, multiplier chaque indice par le plus petit entier permettant d’obtenir des indices entiers.
– Ce n’est pas le cas ici. Toutefois, voir la démarche avec le butane aux pages 94-95 du volume pour plus de détails sur cette étape.
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La relation entre la formule moléculaire et la formule empirique
• La formule empirique n’est pas toujours identique à la formule moléculaire; c’est le cas avec l’acide acétique. – Pour établir la formule moléculaire d’un composé, il faut connaître à la
fois la masse moléculaire du composé et sa masse établie selon sa formule empirique.
– Les indices de la formule moléculaire sont donc soit les mêmes que ceux de la formule empirique, soit un multiple de ces derniers.
empirique formule laselon masse
emoléculair masseentierFacteur
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Pour l’acide acétique…
• Pour l’acide acétique : – Masse moléculaire : 60 u (2 x 12 u + 2 x 16 u + x 1 u)
– Masse selon la formule empirique: 30 u (12 u + 16 u + 2 u)
– Donc, la formule moléculaire de l’acide acétique est 2 X (CH2O) =
C2H4O2 , ou CH3COOH lorsque l’on connaît la géométrie de la molécule.
2u 30
u 60
empirique formule laselon masse
emoléculair masseentierFacteur
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3.7 L’écriture et l’équilibrage d’une équation chimique
Réactifs
C(s) + O2(g) → CO2(g)
Produits
• (g) = gazeux, (l) = liquide, (s) = solide et (aq) = en solution aqueuse
• D’autres informations (température, chauffage (), type de solvant, etc.) peuvent être ajoutées au-dessus de la flèche.
• Une équation chimique doit être équilibrée.
H2(g) + O2(g) → H2O(l)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
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3.8 L’équivalence stoechiométrique et la stoechiométrie des réactions
• Une mole de CO réagit avec deux moles d’hydrogène pour donner une mole de méthanol ; c’est l’équivalence stoechiométrique.
• Ce rapport doit être respecté lors des calculs stoechiométriques. • Tableau IRF (initial, réaction, final)
CO + 2 H2 → CH3OH
I 1 mol 2 mol 0R - 1 mol - 2 mol + 1 mol F 0 0 1 mol
CO + 2 H2 → CH3OH
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3.9 Les réactifs limitants
• En pratique (labo), on fait souvent réagir une quantité limitée d’un réactif avec un excès d’un autre ou d’autres réactif(s).
• Le réactif en quantité limitée est appelé le réactif limitant, et c’est ce réactif qui déterminera la quantité de produit lors de la réaction.
CO + 2 H2 → CH3OH
I 0,5 mol 1,5 mol 0
R - 0,5 mol - 1,0 mol + 0,5 mol
F 0 0,5 0,5 mol
• Ici, c’est le CO qui est limitant.
• Il faut travailler en nombre de moles.
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3.10 Les rendements d’une réaction chimique
• On appelle rendement théorique la quantité de produit d’une réaction calculée à l’aide de la méthode de la section précédente.
• En pratique, il est très rare que la quantité de produit obtenue corresponde exactement à la quantité calculée.
• La quantité (masse ou volume) obtenue au laboratoire est appelée le rendement réel de la réaction.
• On compare alors le rendement réel d’une réaction avec son rendement théorique en calculant le pourcentage de rendement.
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Exemple de calcul de rendement
CO + 2 H2 → CH3OH
I 2 mol 3 mol 0
R - 1,5 mol - 3 mol + 1,5 mol
F 0,5 0 1,5 mol • Au laboratoire, on a recueilli 59,57 ml de méthanol ;
• Théoriquement (calcul), on obtient 1,5 mol de méthanol ;
méthanol de g48mol
g 32,042 x mol 1,5
méthanol de ml 61ml
g 0,7917 48g
% 98% 100ml 61
ml 59,57 rendement de ePourcentag