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. • 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 • 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 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’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.
La formule empirique en 5 étapes (1/5) • 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 étapes (2/5) • 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 étapes (3/5) • 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 étapes (4/5) • 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 étapes (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.
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 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.
3.7 L’écriture et l’équilibrage d’une équation chimique 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’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 0 R - 1 mol - 2 mol + 1 mol F 0 0 1 mol CO + 2 H2 → CH3OH
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.
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.
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 ;
