Jour 18 Équilibrer les équations chimiques Sci 10 Chimie

5H2 Révision Quel chiffre représente le coefficient? _____ Quel chiffre représente l’indice? _____ Quel élément est représenté par la lettre "H"? _____ Combien de “H" a-t-on? _____

Compter les atomes Combien de chaque type d’atome sont présent dans les composés ci-dessous? H2SO4 CaCl2 4NaF 2KNO3 3K2SO4 2Mg3(PO4)2 Type d’atome # d’atomes

La loi de la conservation de la masse La loi de la conservation de la masse: la masse des produits = la masse des réactifs Vidéo: http://www.youtube.com/watch?v=dExpJAECSL8 Le # d’atomes de chaque type dans les réactifs = le # d’atomes de chaque type dans les produits La matière ne peut être créée n’est détruite: les atomes ne peuvent pas être gagnés ni perdus lors d’une réaction chimique A + B → C + D “réagit avec” Réactifs Produits “produit/donne”

Équilibrer les équations chimiques Équation squelette: CH4(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l) L’équation squelette nécessite des coefficients pour l’équilibrer. Équation équilibrée: CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) Indices démontrent le # d’atomes *VOUS NE POUVEZ JAMAIS LES CHANGER PENDANT L’ÉQUILIBRAGE Les états de la matière (aq) = aqueux, dissout dans l’eau (s) = solide ( l ) = liquide (g) = gaz Coefficients indiquent le rapport de composés dans la réaction ici, il a deux fois la quantité de O2 qu’il y a CH4 5

Les types d’équations chimiques Équation nominative (ne contient que des mots, aucune formule): Méthane + oxygène  dioxyde de carbone + eau Équation squelette (formules, mais pas équilibrée): CH4(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l) Équation équilibrée

N’oubliez pas: Vous ne pouvez que changer les coefficients (le chiffre devant la formule) pour équilibrer Vous ne pouvez jamais avoir une fraction comme coefficient Vérifiez que vous ne pouvez pas simplifier vos coefficients Ex. 4H2(g) + 2O2(g) 4H2O(l) devient: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

Exemples Hg + O2  HgO Aluminium réagit avec l’oxygène pour former l’oxyde d’aluminium. CaO + H2O  Ca(OH)2

Stratégies pour l’équilibrage des équations Équilibrez les composés en premier, les éléments en dernier Équilibrez un composé à la fois N’ajoutez que les coefficients; ne changez JAMAIS les indices! Laissez H et O pour la fin Équilibrez les ions polyatomiques comme un groupe (comme SO42–). Ne les séparez pas! Vérifiez votre travail! 9

D’autres exemples Équilibrez les équations suivantes: __ N2 (g) + ___ H2 (g) → ___ NH3 (g) __ N2 (g) + _3_ H2 (g) → _2_ NH3 (g) __ Fe (s) + ___ H2SO4 (aq) → ___ H2 (g) + Fe2(SO4)3 (aq) 2_ Fe (s) + _3_ H2SO4 (aq) → _3_ H2 (g) + Fe2(SO4)3 (aq)

Équilibrer les équations nominatives Écrivez l’équation squelette. Assurez-vous que les composés ioniques ont une charge de zéro (les charges + et – doivent s’additionner à zéro) Puis équilibrez Vérifiez les coefficients pour les facteurs communs. Si oui, réduisez-les.

Essayons! sodium + chlore  chlorure de sodium oxyde de fer(II)  fer + oxygène méthane + oxygène  dioxyde de carbone + eau oxyde de cuivre(I)  cuivre + oxygène

Essayez ces équations: Arrêtez et pensez! Essayez ces équations: Fe + Br2  FeBr3 CaCl2 + Na  NaCl + Ca Sn(NO2)4 + K3PO4  KNO2 + Sn3 (PO4)4 C2H6 + O2  CO2 + H2O

À faire: Jour 18 Pratique 1 Texte: p.133 #13, 18 p.137 #8, 9, 11-18