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Chapitre 3 La stoechiométrie : calculs chimiques.

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1 Chapitre 3 La stoechiométrie : calculs chimiques

2 3.1 La masse moléculaire et la masse dune entité formulaire La masse moléculaire dune substance est la somme des masses des atomes de la formule moléculaire de cette substance. –Utilisée pour les composés moléculaires (covalents). La masse dune entité formulaire dun composé est égale à la somme des masses des ions présents dans une entité formulaire dun composé ionique. Acide acétique, composé moléculaire NaCl, composé ionique

3 3.2 La mole et la constante dAvogadro Une mole (mol) est une quantité de matière correspondant au nombre datomes 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 dAvogadro est égale à 6, x mol -1.

4 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 dun composé. –On peut donc lexprimer par le nombre de grammes que compte chaque élément par 100g de composé. Ex: % de carbone dans le propane, C 3 H 8. –Masse molaire C 3 H 8 = 44,097 g/mol

5 3.5 La formule chimique daprès 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: CH 2 O est la formule empirique de C 6 H 12 O 6. –Une formule moléculaire peut être la formule empirique, ou un muliple entier de celle-ci. Pour obtenir la formule empirique dun composé à partir de pourcentages massiques, il faut exprimer les rapports entre les constituants en moles.

6 La formule empirique en 5 étapes (1/5) 1)Convertir les pourcentages massiques de chaque élément en une masse. –Lacide acétique est composé de 53,28 % doxygène, de 40,00 % de carbone et de 6,72 % dhydrogène. 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.

7 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

8 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 létape 2, on obtient la formule : C 3,330 H 6,67 O 3,330

9 La formule empirique en 5 étapes (4/5) 4)Transformer en nombres entiers tous les indices en les divisant par le plus petit dentre eux. –On divise donc les indices par 3,330 : –Ceci nous donne : CH 2 O, qui est la formule empirique de lacide acétique.

10 La formule empirique en 5 étapes (5/5) 5)Si la formule de létape 4 contient encore des indices fractionnaires, multiplier chaque indice par le plus petit entier permettant dobtenir des indices entiers. –Ce nest pas le cas ici. Toutefois, voir la démarche avec le butane aux pages du volume pour plus de détails sur cette étape.

11 La relation entre la formule moléculaire et la formule empirique La formule empirique nest pas toujours identique à la formule moléculaire; cest le cas avec lacide acétique. –Pour établir la formule moléculaire dun 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.

12 Pour lacide acétique… Pour lacide 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 lacide acétique est 2 X (CH 2 O) = C 2 H 4 O 2, ou CH 3 COOH lorsque lon connaît la géométrie de la molécule.

13 3.7 Lécriture et léquilibrage dune équation chimique Réactifs C (s) + O 2(g) CO 2(g) Produits (g) = gazeux, (l) = liquide, (s) = solide et (aq) = en solution aqueuse Dautres informations (température, chauffage ( ), type de solvant, etc.) peuvent être ajoutées au-dessus de la flèche. Une équation chimique doit être équilibrée. H 2(g) + O 2(g) H 2 O (l) 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (l)

14 3.8 Léquivalence stoechiométrique et la stoechiométrie des réactions Une mole de CO réagit avec deux moles dhydrogène pour donner une mole de méthanol ; cest léquivalence stoechiométrique. Ce rapport doit être respecté lors des calculs stoechiométriques. Tableau IRF (initial, réaction, final) CO + 2 H 2 CH 3 OH I 1 mol 2 mol0 R - 1 mol - 2 mol + 1 mol F mol CO + 2 H 2 CH 3 OH

15 3.9 Les réactifs limitants En pratique (labo), on fait souvent réagir une quantité limitée dun réactif avec un excès dun autre ou dautres réactif(s). Le réactif en quantité limitée est appelé le réactif limitant, et cest ce réactif qui déterminera la quantité de produit lors de la réaction. CO + 2 H 2 CH 3 OH 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, cest le CO qui est limitant. Il faut travailler en nombre de moles.

16 3.10 Les rendements dune réaction chimique On appelle rendement théorique la quantité de produit dune réaction calculée à laide 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 dune réaction avec son rendement théorique en calculant le pourcentage de rendement.

17 Exemple de calcul de rendement CO + 2 H 2 CH 3 OH 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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