1 / 68

Les transformations chimiques

Les transformations chimiques. Les 3 types de transformations. Les transformations physiques Les transformations chimiques Les transformations nucléaires. Transformations physiques. Elles ne modifient ni la nature ni les propriétés caractéristiques de la matière

bedros
Download Presentation

Les transformations chimiques

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Les transformations chimiques

  2. Les 3 types de transformations • Les transformations physiques • Les transformations chimiques • Les transformations nucléaires

  3. Transformations physiques • Elles ne modifient ni la nature ni les propriétés caractéristiques de la matière • Les atomes et les molécules ne changent pas • Il y a … • les changements de formes • les changements d’états • les dilutions et les dissolutions

  4. Transformations chimiques • Elles modifient la nature et les propriétés caractéristiques de la matière • Il y a réarrangement des liaisons entre les atomes et formation de nouvelles molécules

  5. Les équations chimiques • 2 molécules de butane réagissent avec 13 molécules de dioxygène pour former 8 molécules de dioxyde de carbone et 10 molécules d’eau produits réactifs

  6. Les réactions chimiques : un réarrangement des atomes • Au cours d’une réaction chimique, les molécules et les atomes des substances initiales (réactifs) se réorganisent en substances nouvelles (produits) • Exemple Une molécule de méthane réagit avec 2 molécules de dioxygène pour former une molécule de dioxyde de carbone et 2 molécules d’eau réactifs produits

  7. Les 5 indices associés à une réaction chimique • Cinq indices permettent de reconnaitre la présence d’une transformation chimique • Un dégagement gazeux • Un dégagement ou une absorption de chaleur • Un dégagement de lumière • Un changement de couleur • La formation d’un précipité

  8. La loi de la conservation de la masse dans les transformations chimiques

  9. Loi de la conservation de la masse • Elle établit, qu’au cours d’une réaction chimique, la masse totale des réactifs est toujours égale à la masse totale des produits • En fait, … • la masse est conservée • le nombre d’atomes de chaque élément est conservé • le nombre de molécules n’est pas nécessairement conservé Antoine Laurent Lavoisier 1743-1794

  10. La combustion du méthane • Exemple • La masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits • Le nombre d’atomes de chaque élément est conservé • Le nombre de molécule est, dans ce cas, conservé 16 g + 64 g → 44 g + 36 g

  11. La combustion du propane • La combustion du propane 44 g + 160 g → 132 g + 72 g 204 g = 204 g

  12. Le balancement d’équations chimiques

  13. Pourquoi balancer une équation? • Balancer une équation chimique, c’est ajouter des coefficients numériques devant les formules moléculaires des réactifs et des produits, de façon à ce que la loi de la conservation de la matière soit respectée • Une équation chimique non balancée se nomme une « équation squelette »

  14. Règles à respecter lors du balancement • 1. les coefficients doivent tous être entiers • 2. les coefficients doivent être le plus petit possible • 3. ne jamais ajouter ni enlever de substances • 4. ne jamais modifier les indices • 5. toujours vérifier son résultat final • Trucs et astuces… • Attribuer le coefficient « 1 » à la molécule la plus complexe • Garder les substances simples pour la fin (les molécules diatomiques ou les atomes seuls) • Ne pas chercher à équilibrer un élément qui se retrouve dans plusieurs molécules en premier

  15. Exemple : synthèse de l’ammoniac • Équation squelette : N2+ H2→ NH3 • Placer un « 2 » devant la molécule la plus complexe (NH3) • N2 + H2→ 2NH3 • Placer un « 1 » devant N2 • 1N2+ H2→ 2NH3 • Placer un 3 devant H2 • 1N2+ 3H2→ 2NH3 • Équation balancée : N2 + 3H2→ 2NH3

  16. L’oxydation du méthane • Équation squelette • CH4+ Cl2→ HCl + C • 1 CH4+ Cl2→ HCl + C • 1 CH4 + Cl2→ 4HCl + C • 1 CH4 + 2Cl2→ 4HCl + C • 1 CH4 + 2 Cl2→ 4HCl + 1 C Équation balancée • CH4+ 2 Cl2→ 4HCl + C

  17. http://www.ostralo.net/equationschimiques/pages/p2a.htm pour te pratiquer • http://www.youtube.com/watch?v=LNxS7aH5QBsexplication vidéo 8 min

  18. La stœchiométrie

  19. Qu’est-ce que la stœchiométrie? • La stœchiométrie est l’étude des quantités de réactifs et de produits impliqués dans une réaction chimique • Les calculs stœchiométriques permettent de déterminer les quantités de réactifs nécessaires pour réaliser une réaction et de prédire les quantités de réactifs produits

  20. Utilisation de la stœchiométrie • Exemple : l’oxydation du cuivre (1)

  21. Calculs stœchiométriques

  22. Calculs stœchiométriques • Combien de moles de dioxygène sont nécessaires à l’oxydation de 12 moles d’atomes de cuivre? • =

  23. Calculs stœchiométriques • Combien de moles d’oxyde de cuivre seront formées par l’oxydation de 88,97 g de cuivre en présence de tout l’oxygène nécessaire? • = 111,37 g de CuO • = 1,4 mol de CuO

  24. Calculs stœchiométriques • Combien de grammes de cuivre seront nécessaires à la formation de 63,64 g d’oxyde de cuivre en présence de tout l’oxygène nécessaire? • = 50,84 g de Cu

  25. http://www.youtube.com/watch?v=ajk5bi7TtycAlloprof vidéo stoechiometrie 8 min

  26. Les réactions exothermiques et endothermiques

  27. Endothermique ou exothermique? • Les réactions exothermiques sont des transformations chimiques qui dégagent de l’énergie dans le milieu environnant • Les réactions endothermiquessont des transformations chimiques qui absorbent de l’énergie provenant du milieu environnant

  28. Endothermique ou exothermique? • Il est donc souvent possible de distinguer les 2 types de réactions en mesurant la variation de température du milieu environnant… • Si la température du milieu environnant augmente, la réaction est exothermique • Si la température du milieu environnant diminue, la réaction est endothermique

  29. Bris et formation de liaisons chimiques • Ce qu’il faut savoir sur les liaisons… • Il faut toujours fournir de l’énergie pour briser une liaison chimique • La formation d’une nouvelle liaison s’accompagne toujours d’une libération d’énergie • La différence entre l’énergie totale absorbée lors du bris des liaisons des réactifs et l’énergie totale dégagée lors de la formation des nouvelles liaisons permet de déterminer si la réaction est de type endothermique ou de type exothermique

  30. Une réaction exothermique(OBS 117)

  31. Une réaction endothermique(OBS 117)

  32. Comparaison

  33. Le bilan énergétique • 1. Calculer la quantité totale d’énergie que doivent absorber les molécules des réactifs pour briser leurs liaisons chimiques • 2. Calculer la quantité totale d’énergie qui se dégage lors de la formation des liaisons chimiques dans les molécules des produits • 3. Faire le bilan énergétique • (énergie des réactifs) moins (énergie des produits) • Une valeur négative indique une réaction exothermique • Une valeur positiveindique une réaction endothermique

  34. Exemple : bilan énergétique de la combustion du méthane • voir p 115-117 OBS • CH4 + 2O2→ CO2 + 2H2O • Les réactifs • CH4 :4 liaisons simples C-H ► 4 x 414 kJ • 2O2: 2 liaisons doubles O=O ► 2 x 498 kJ • Énergie totale absorbée par les réactifs pour briser les liaisons de leurs molécules : • (4 x 414) + (2 x 498) = 2652 kJ

  35. Combustion du méthane • Les produits • CO2 : 2 liaisons doubles C=O ►2 x 741 kJ • 2H2O : 4 liaisons simples O-H ►4 x 464 kJ • Énergie totale dégagée par les produits lors de la formation des liaisons de leurs molécules : • (2 x 741) + (4 x 464) = 3338 kJ

  36. Combustion du méthane • Bilan énergétique • (Énergie absorbée par les réactifs) moins (énergie dégagée par les produits) • 2652 kJ – 3338 kJ = -686 kJ • La combustion du méthane est donc une réaction exothermique qui dégage 686 kJ/mol de CH4 • CH4 + 2O2→ CO2 + 2H2O + 686 kJ

  37. Exemple:La synthèse de l’ammoniac • Quelle quantité d’énergie sera dégagée lors de la formation de 81,6 g d’ammoniac? • Équation squelette: N2 + H2→ NH3 • Équation balancée: N2 + 3H2→ 2NH3 • Nombre de moles de NH3? • n = m/M alors … • n = 81,6 g/ 17 g/mol … • n = 4,8 mol

  38. La synthèse de l’ammoniac • Les réactifs • N2 : 1 liaison triple N-N ► 946 kJ • 3H2: 3 liaisons simples H-H ► 3 x 435 kJ • Énergie totale absorbée par les réactifs pour briser les liaisons de leurs molécules : • 946 + (3 x 435) = 2251 kJ

  39. La synthèse de l’ammoniac • Les produits • 2NH3: 6 liaisons simples N-H ►6 x 389 kJ • Énergie totale dégagée lors de la formation des liaisons des molécules du produit : • (6 x 389) = 2334 kJ

  40. La synthèse de l’ammoniac • Finalement… • (Énergie absorbée par les réactifs) moins (énergie dégagée par les produits) • 2251 kJ – 2334 kJ = -83 kJ • Puisque la synthèse de 2 moles d’ammoniac libère 83 kJ, la synthèse de 4,8 moles d’ammoniac libèrera donc … • …. Réponse: 199,2 kJ

  41. Différentes transformations chimiques

  42. Des transformations chimiques • Les synthèses et les décompositions • Les précipitations • Les neutralisations acidobasiques • L’oxydation • La combustion • La respiration cellulaire • La photosynthèse

  43. Synthèse et décomposition • Lors d’une synthèse, 2 ou plusieurs réactifs se combinent pour former un nouveau produit (ou plus) • Ex : la synthèse du dioxyde d’azote • N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) • Lors d’une décomposition, un composé se sépare en 2 ou plusieurs composés ou éléments • Ex : l’électrolyse de l’eau • 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

  44. Les précipitations • Il y a précipitation lorsqu’un solide insoluble se forme lors du mélange de 2 solutions homogènes • Le solide insoluble se nomme le précipité • Il est possible de prédire la formation ou non d’un précipité en consultant un tableau de solubilité des composés ioniques (OBS 118)

  45. Exemples de réactions de précipitations • NaCl(aq) + AgNO3(aq)→ AgCl(s) + NaNO3(aq) • 2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq) • http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/animations/chang_7e_esp/crm3s2_3.swf

  46. Neutralisation acidobasique • Il s’agit d’une transformation chimique dans laquelle un acide réagit avec une base pour former un sel et de l’eau • Pour neutraliser une solution acide, on lui ajoute une solution alcaline (basique) : le mélange final sera une solution neutre lorsque les 2 quantités d’ions (H+ pour l’acide et OH- pour la base) seront en quantités égales • OBS p 119

  47. Des neutralisations • Acide(aq) + Base(aq) → Sel(aq) + Eau(l) • HF(aq)+ KOH(aq)→ KF(aq) + H2O(l) • H2SO4(aq) + Mg(OH)2(aq)→ MgSO4(aq) + 2H2O(l) • 2HBr(aq) + Ca(OH)2(aq)→ CaBr2(aq) + 2H2O(l)

  48. Les oxydations • Ce sont des transformations chimiques dans lesquelles l’oxygène (ou un élément oxydant qui joue un rôle semblable (Cl ou Br par exemple) est impliqué. • L’oxydant arrache un ou des électrons à l’élément oxydé et ensemble ils forment un oxyde. • Ex : 4Fe(s) + 3O2(g) → 2 Fe2O3(s)

  49. Les oxydations • Les métaux s’oxydent rapidement en présence d’humidité)

  50. Oxydation des aliments • Le vin et les aliments s’oxydent • la pomme brunit • le gout du vin est altéré parce qu’il réagit avec l’oxygène de l’air • La lumière accélère l’oxydation des huiles et de la bière • les fabricants de bières utilisent des contenants foncés et placent les bouteilles dans des boites de carton pour diminuer l’exposition à la lumière

More Related