Chapitre 3
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Chapitre 3. La stoechiométrie : calculs chimiques. Acide acétique, composé moléculaire. NaCl, composé ionique. 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.

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Chapitre 3

La stoechiométrie : calculs chimiques


3 1 la masse mol culaire et la masse d une entit formulaire l.jpg

Acide acétique, composé moléculaire

NaCl, composé ionique

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.


3 2 la mole et la constante d avogadro l.jpg
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.


3 4 la composition en pourcentage massique partir de la formule chimique l.jpg
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


3 5 la formule chimique d apr s la composition en pourcentage massique l.jpg
3.5 La formule chimique d’après la composition formule chimiqueen 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.


La formule empirique en 5 tapes 1 5 l.jpg
La formule empirique en 5 étapes (1/5) formule chimique

  • 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.


La formule empirique en 5 tapes 2 5 l.jpg
La formule empirique en 5 étapes (2/5) formule chimique

  • 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


La formule empirique en 5 tapes 3 5 l.jpg
La formule empirique en 5 étapes (3/5) formule chimique

  • 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


La formule empirique en 5 tapes 4 5 l.jpg
La formule empirique en 5 étapes (4/5) formule chimique

  • 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.


La formule empirique en 5 tapes 5 5 l.jpg
La formule empirique en 5 étapes (5/5) formule chimique

  • 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.


La relation entre la formule mol culaire et la formule empirique l.jpg
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.


Pour l acide ac tique l.jpg
Pour l’acide acétique… empirique

  • 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.


3 7 l criture et l quilibrage d une quation chimique l.jpg
3.7 L’écriture et l’équilibrage d’une équation empiriquechimique

C(s) + O2(g) → CO2(g)

  • (g) = gazeux, (l) = liquide, (s) = solide et (aq) = en solution aqueuse

  • D’autres informations (température, chauffage (D), type de solvant, etc.) peuvent être ajoutées au-dessus de la flèche.

  • Une équation chimique doit être équilibrée.

Réactifs

Produits

H2(g) + O2(g) → H2O(l)

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)


3 8 l quivalence stoechiom trique et la stoechiom trie des r actions l.jpg
3.8 L’équivalence stoechiométrique et la empiriquestoechiométrie 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 0

    R - 1 mol - 2 mol + 1 mol

    F 0 0 1 mol

CO + 2 H2 → CH3OH


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3.9 Les réactifs limitants empirique

  • 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 empirique

  • 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.


Exemple de calcul de rendement l.jpg
Exemple de calcul de rendement empirique

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 ;


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