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www.alevelchemistry.co.uk Un problème majeur auquel est confronté un chimiste lorsqu'il effectue des réactions est d'essayer de comprendre ce qu'il voit dans les récipients de réaction en termes de ce qui se passe entre les atomes individuels et les ions, compte tenu de leur petite taille ; • Le diamètre d'un atome est d'environ 10 -10 m OU • Deux millions d'atomes d'hydrogène couvriraient un point moyen. • Si une seule goutte d'eau pouvait être agrandie à la taille de la Terre, alors à la même échelle ses atomes seraient de la taille d'une balle de golf. Les masses des atomes Les atomes sont très petits. Un seul atome d'hydrogène, par exemple, pèse environ 2 x 10-24 g (0,000 000 000 000 000 000 000 002g). Les nombres aussi petits sont difficiles à utiliser, donc au lieu d'utiliser les masses réelles des atomes, un moyen plus simple d'exprimer la masse d'un atome a été trouvé.Masse atomique relative Ar Lorsque vous aurez terminé cette section, vous devriez être capable de : · Définir la masse atomique relative en termes de carbone-12 · Déduire les masses atomiques relatives des éléments du tableau périodique Puisque l'hydrogène est l'atome le plus petit et le plus léger qu'il était à l'origine utilisé comme atome standard contre lequel tous les autres atomes seraient comparés. Masse atomique relative = masse d'un atome d'un élément masse d'un atome d'hydrogène Donc Ar(H) = 1 Ar(O) = 16 chaque atome d'oxygène est 16 fois plus lourd qu'un atome d'hydrogène Ar(S) = 32 Ar(C ) = 12 Les masses atomiques relatives sont maintenant déterminées par spectrométrie de masse (voir plus loin), et comme les composés carbonés volatils sont beaucoup utilisés en spectrométrie de masse, la masse d'un atome de 126C est désormais prise comme étalon de référence.La définition moderne de la masse atomique relative est : Masse atomique relative = masse d'un atome d'un élément 1/12 la masse d'un atome de carbone-12 Sur cette échelle, le carbone-12 a une masse atomique relative de 12.000000, le carbone a une masse atomique relative de 12.011011 et l'hydrogène a une masse atomique relative de 1.00797. Les masses atomiques relatives ne sont pas toujours des nombres entiers en raison de l'existence d'isotopes. Par exemple. Ar(Cl) = 35,5 Notez que puisque les masses atomiques relatives sont des rapports, elles n'ont pas d'unités. Les masses atomiques relatives approximatives peuvent être trouvées à partir des nombres de masse dans votre tableau périodique. Masse moléculaire relative Mr Lorsque vous aurez terminé cette section, vous devriez être capable de : · Calculer la masse moléculaire relative d'une substance à partir de sa formule et d'un tableau des masses atomiques relatives.Une molécule est constituée d'atomes reliés entre eux. La masse d'une molécule peut être trouvée en additionnant les masses des atomes qu'elle contient. La masse moléculaire relative d'un composé est la somme des masses atomiques relatives de tous les atomes d'une molécule du composé. Dioxyde de carbone CO2 1 atome de C, Ar(C) = 12 12 2 atomes de O, Ar(O) = 16 32 Mr(CO2) = 44 soit 1 molécule de CO2 pèse 44 fois plus qu'un atome d'hydrogène. Quelle est la masse moléculaire relative de l'acide sulfurique H2SO4 ? Mr(H2SO4) = (2 x1) + 32 + (4 x 16) = 98 Quelle est la masse moléculaire relative du nitrate de magnésium Mg(NO3)2 Mr[Mg(NO3)2] = 24 + {2 x (14 + 3 x 16)} = 24 + {2 x (14 + 48)} = 148 Quelle est la masse moléculaire relative des cristaux de sulfate de cuivre CuSO4.5H2O. Mr[CuSO4.5H2O] = 64 + 32 + (4 x 16) + 5 x {(2 x 1) + 16} = 64 + 32 + 64 + (5 x 18) = 250 De nombreux composés sont constitués d'ions et non de molécules. Pour les composés ioniques, la formule représente une unité de formule plutôt qu'une molécule du composé. Une unité de formule pour le sulfate de sodium est Na2SO4. Le terme masse de formule relative peut être utilisé pour les composés ioniques. Exercice 1 Calculer les masses moléculaires relatives de ces composés : (a) NaOH [40] (b) KCl [ ] (c) MgO (d) Ca(OH)2 (e) HNO3 (f) CuCO3 (g) NH4NO3 ( h) CaSO4 (i) Na2CO3.10H2O (j) Mg(HCO3)2 LA TOLE La taupe est un moyen pratique de décrire un grand nombre d'objets (en l'occurrence des atomes, des molécules ou des ions) cf Une douzaine d'œufs, un gros de pommes, une rame de papier ou un sac de sucre.C'est similaire en principe à la façon dont un caissier de banque « compte » le nombre de pièces dans un sac en pesant le sac entier. Supposons qu'une pièce de 2 pence soit deux fois plus lourde qu'une pièce de 1 pence. Une pièce de 5 pence est cinq fois plus lourde qu'une pièce de 1 pence. Une pièce de 10 pence est dix fois plus lourde qu'une pièce de 1 pence. Si un commerçant donne au caissier quatre sacs de pièces avec les poids suivants : sac 1p (100g), sac 2p (200g), sac 5p (500g) et sac 10p (1000g) Que savez-vous du nombre de pièces dans chaque sac ? Considérons 1p 2p 5p 10p 1 pièce 1 2 5 10 2 pièces 2 4 10 20 3 pièces 3 6 15 30 4 pièces 4 8 20 40 Quel que soit le poids réel des pièces le rapport des poids est toujours constant 1 : 2 : 5 :10 Tant que le nombre de pièces est égal, leur poids sera toujours dans le même rapport. Moles d'atomes Considérons maintenant les atomes suivants H C S Mg Ca Ar 1 12 32 24 40 1 atome 2 atomes 10 atomes Le rapport de leurs poids sera toujours le même 100 atomes que le rapport de leur Ar. 1000 atomes 1 million d'atomes ??? Atomes 1g 12g 32g 24g 40g Les atomes, comme les pièces de monnaie, peuvent être comptés par pesée. La seule différence est que des millions et des millions d'atomes sont nécessaires avant d'obtenir un poids qui s'enregistre sur une balance normale. Le nombre d'atomes dans 1g d'atomes d'hydrogène est de 602 000 000 000 000 000 000 000 (6 x 1023 ) et cette quantité est appelée une mole. Une mole de n'importe quelle substance contient toujours ce nombre (appelé nombre d'Avogadro) de particules. Par conséquent:La masse d'une mole d'atomes de carbone est de 12g. La masse d'une mole d'atomes de soufre est de 32g. La masse d'une mole d'atomes de magnésium est de 24 g. La masse d'une mole d'atomes de calcium est de 40g. Quelle est la masse de 5 moles d'atomes de fluor ? Ar(F) = 19 1 mole d'atomes de fluor pèse 19g 5 moles d'atomes de fluor pèsent 5 x 19g = 95g Combien y a-t-il de moles d'atomes dans 1,6g de cuivre. Ar(Cu) = 64 1 mole de cuivre pèse 64g 1,6g de cuivre doit être inférieur à 1 mole Quantité de cuivre = 1,6g 64g = 0,025 mol Masse de 1 mole d'un élément = masse atomique relative en grammes Masse de 1 mole d'un composé = masse moléculaire relative en grammes Nombre de moles = masse de substance masse de 1 mole de substance Exercice 1 1.Quelle est la masse de 1 mole de (a) atomes de sodium (b) atomes de cobalt (c) atomes de plomb 2. Quelle est la masse de 0,1 mole de (a) atomes de baryum (b) atomes de cuivre (c) atomes d'étain Moles de composés Quelle est la masse de 2 moles d'acide sulfurique? Mr(H2SO4) = 98 1 mol d'acide sulfurique pèse 98g 2 mol d'acide sulfurique pèse 2 x98g = 196g Quelle est la masse de 0,1 mol d'eau ? Mr(H2O) = 18 1 mol d'eau pèse 18g 0,1 mol d'eau pèse 0,1 x 18g = 1,8g Combien de moles d'hydroxyde de sodium font 8,0g ? Mr(NaOH) = 40 40g de NaOH c'est 1 mol 8,0g c'est moins de 1 mol Quantité de NaOH = 8,0g 40g = 0,2 mol Exercice 2 1. Calculer la masse de 2 moles de (a) carbonate de sodium Na2CO3 (b) potassium hydroxyde KOH 2.Calculer la masse de (a) 1 mol de chlorure de sodium NaCl (b) 0,5 mol d'hydroxyde de magnésium Mg(OH)2 (c) 4 mol de chlorure de fer (II) (d) 2,5 mol de carbonate de sodium (e) 0,1 mol de chlorure de zinc (II) Exercice 3 Calculez la quantité de chacun des éléments suivants : (a) 30,0 g de molécules d'oxygène, O2. (b) 31,0 g de molécules de phosphore, P4. (c) 50,0 g de carbonate de calcium, CaCO3. Exercice 4 Calculez la masse de chacun des éléments suivants : (a) 2,50 mol d'hydrogène, H2. (b) 0,500 mole de chlorure de sodium, NaCl. (c) 0,250 mol de dioxyde de carbone, CO2. Exercice 5 Un échantillon d'ammoniac, NH3, pèse 1,00 g. (a) Quelle quantité d'ammoniac est contenue dans cet échantillon? (b) Quelle masse de dioxyde de soufre, SO2, contient le même nombre de molécules que dans 1.00 g d'ammoniaque ? Calcul des masses réactives Une équation chimique telle que N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) est une sorte de bilan chimique ; il nous dit qu'une mole d'azote réagit avec trois moles moles d'hydrogène pour donner deux moles d'ammoniac. (il ne nous dit rien sur la vitesse de la réaction ou les conditions nécessaires pour la provoquer). Une telle équation est un point de départ essentiel pour de nombreuses expériences et calculs ; il nous indique les proportions dans lesquelles les substances réagissent et les produits se forment. Lorsque vous aurez terminé cette section, vous devriez être capable de : · Faire des calculs de masse réactifs simples basés sur une équation chimique donnée. Exemple concret Quelle masse d'iode réagira complètement avec 10.0 g d'aluminium ? Le problème est un peu plus compliqué que ceux que vous avez fait précédemment car il comporte plusieurs étapes. Chaque étape est simple, mais vous ne saurez peut-être pas immédiatement par où commencer. Une approche pour résoudre des problèmes multi-étapes est donnée ci-dessous. Cette approche peut vous être utile pour résoudre des problèmes plus difficiles. Posez-vous trois questions : 1. Qu'est-ce que je sais ? Dans ce cas, la réponse serait : (a) l'équation de la réaction (b) la masse d'aluminium utilisée Dans certains problèmes, l'équation vous sera donnée ; dans ce cas, l'équation n'est pas fournie et on s'attend à ce que vous l'écriviez à partir de vos connaissances chimiques générales. 2. Que puis-je tirer de ce que je sais ? (a) à partir de l'équation ,vous pouvez trouver le rapport des quantités de réaction (b) à partir de la masse d'aluminium, vous pouvez calculer la quantité, à condition de pouvoir rechercher la masse molaire. 3. Puis-je maintenant voir comment obtenir la réponse finale ? Habituellement, la réponse sera « oui », mais vous avez peut-être posé à nouveau la question 2, maintenant vous en savez plus qu'au début. (a) à partir de la quantité d'aluminium et du rapport des masses réactives, vous pouvez calculer la quantité d'iode (b) à partir de la quantité d'iode, vous pouvez obtenir la masse, en utilisant la masse molaire. Nous allons maintenant parcourir chaque étape en effectuant les calculs nécessaires. 1. L'équation équilibrée de la réaction est 2Al (s) + 3I2 (s) 2AlI3 (s) cette équation nous dit que 2 mol d'Al réagissent avec 3 mol de I2 ; nous pouvons donc écrire le rapport montant de Al = 2 montant de I2 3 2.Calculer la quantité d'aluminium en utilisant n=m/M. N = 10,0 g = 0,370 mol 27,0 g mol-1 3. Calculer la quantité d'iode qui réagit avec cette quantité d'aluminium en la substituant dans l'expression basée sur l'équation. Quantité d'Al = 2 quantité d'I2 3 quantité d'iode = 3/2 x 0,370 mol = 0,555 mol 4. Calculez la masse d'iode à partir de la quantité en utilisant n = m/M sous la forme m = nM. M = nM = 0.555 mol x 254 g mol-1 = 141 g Exemple 2 Quelle masse d'oxyde de magnésium peut être obtenue à partir de la combustion complète de 12g de magnésium ? 2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s) 2 mol 1 mol 2 mol Puisque Ar (Mg) = 24 Mr (MgO) = 40 2 x 24g Mg 2 x 40g MgO 48g magnésium forme 80g oxyde de magnésium 1g magnésium forme 80g oxyde de magnésium 48 12g formes de magnésium 12 x 80g oxyde de magnésium 48 = 20 g oxyde de magnésium cf 3 paquets de chips coûtent 39p. Combien coûtent 7 paquets de chips ? Exercice 6 (a) Quelle masse de magnésium réagirait complètement avec 16,0 g de soufre ? Mg (s) + S (s) MgS (s) (b) Quelle masse d'oxygène serait produite en décomposant complètement 4,25 g de nitrate de sodium,NaNO3 ? 2NaNO3 (s) 2NaNO2 (s) + O2 (g) (c) Quelle masse d'oxyde de phosphore(V), P2O5, serait formée par l'oxydation complète de 4,00 g de phosphore ? 4P (s) + 5O2 (g) 2P2O5 (s) (d) Lorsque 0,27 g d'aluminium est ajouté à une solution de sulfate de cuivre(II) en excès, 0,96 g de cuivre est précipité. Déduire l'équation de la réaction. Volumes molaires des gaz Calcul de formules empiriques et moléculaires à partir de données analytiques et de masses molaires La formule empirique d'un composé est la forme la plus simple du rapport des atomes des différents éléments qu'il contient. La formule moléculaire indique le nombre réel de chaque type d'atome dans une molécule de la substance. Par exemple, la formule moléculaire de l'oxyde de phosphore (V) est P4O10, alors que sa formule empirique est P2O5.Lorsque vous aurez terminé cette section, vous devriez être capable de : · Calculer la formule empirique d'un composé soit (a) les masses des constituants dans un échantillon, soit (b) la composition en termes de pourcentages massiques des constituants. Calcul d'une formule empirique à partir des masses de constituants Pour déterminer la formule empirique d'un composé, nous devons d'abord calculer la quantité de chaque substance présente dans un échantillon, puis calculer le rapport de nombres entiers le plus simple des quantités. Il est pratique de présenter les résultats sous forme de tableau. Dans l'exemple suivant, nous allons parcourir la procédure étape par étape, en établissant la procédure au fur et à mesure. Exemple pratique Un échantillon de 18,3 g d'un composé hydraté contenait 4,0 g de calcium, 7,1 g de chlore et 7,2 g d'eau seulement.Calculer sa formule empirique. Solution 1. Énumérez la masse de chaque composant et sa masse molaire. Bien que l'eau soit une molécule, dans le calcul, traitez-la de la même manière que nous traitons les atomes. Ca Cl H2O Masse /g 4,0 7,1 7,2 Masse molaire /g mol-1 40,0 35,5 18,0 2. À partir de ces informations, calculez la quantité de chaque substance présente en utilisant l'expression n = m/M. Ca Cl H2O Masse /g 4,0 7,1 7,2 Masse molaire /g mol-1 40,0 35,5 18,0 Quantité /mol 4,0/40,0 = 0,10 7,1/35,5 = 0,20 7,2/18,0 = 0,40 Ce résultat signifie que dans l'échantillon donné il y a 0,10 mol de calcium, 0,20 mol de chlore et 0,40 mol d'eau. 3. Calculez la quantité relative de chaque substance en divisant chaque quantité par la plus petite quantité. Ca Cl H2O Masse /g 4,0 7,1 7.2 Masse molaire /g mol-1 40,0 35,5 18,0 Quantité /mol 4,0/40,0 = 0,10 7,1/35,5 = 0,20 7,2/18,0 = 0,40 Quantité/plus petite quantité = quantité relative 0,10/0,10 = 1,0 0,20/0,10 = 2,0 0,40/0,10 = 4.0 Les quantités relatives sont dans le rapport simple 1:2:4. A partir de ce résultat, vous pouvez voir que la formule empirique est CaCl2.4H2O Exercice 1 Un échantillon de composé hydraté a été analysé et s'est avéré contenir 2,10 g de cobalt, 1,14 g de soufre, 2,28 g d'oxygène et 4,50 g d'eau. Calculer sa formule empirique. CoSO4.7H2O Une modification de ce type de problème consiste à déterminer le rapport de la quantité d'eau à la quantité de composé anhydre. Exercice 2 10,00 g de chlorure de baryum hydraté sont chauffés jusqu'à ce que toute l'eau soit chassée. La masse de composé anhydre est de 8,53 g.Déterminer la valeur de x dans BaCl2.xH2O. BaCl2.2H2O x=2 Vous devez être préparé aux variations de ce type de problème. Exercice 3 Quand 127 g de cuivre se combinent avec de l'oxygène. 143 g d'un oxyde sont formés. Quelle est la formule empirique de l'oxyde ? [notez ici que la masse d'oxygène ne vous est pas donnée - vous devez l'obtenir par soustraction] Calcul de la formule empirique à partir de la composition en pourcentage en masse Le résultat de l'analyse d'un composé peut également être donné en termes de composition en pourcentage en masse. Exemple de travail Un composé organique a été analysé et s'est avéré avoir la composition en pourcentage massique suivante : 48,8 % de carbone, 13,5 % d'hydrogène et 37,7 % d'azote. Calculer la formule empirique du composé. Solution Si nous supposons que la masse de l'échantillon est de 100,0 g,on peut écrire immédiatement la masse de chaque substance : 48,8 g de carbone, 13,5 g d'hydrogène et 37,7 g d'azote. Ensuite, nous avons mis en place une table comme avant. CHN Masse /g 48,8 13,5 37,7 Masse molaire /g mol-1 12,0 1,00 37,7 Quantité /mol 48,8/12,0 = 4,07 13,5/1,00 = 13,5 37,7/14 = 2,69 Quantité/plus petite quantité = quantité relative 4,07/2,69 = 1,51 13,5/2,69 = 5,02 2,69/2,69 = 1,00 Ratio le plus simple de montants relatifs 3 10 2 Formule empirique = C3H10N2 Les valeurs proches des nombres entiers sont « arrondies » afin d'obtenir un ratio simple. Ceci est justifié car les petites différences par rapport aux nombres entiers sont probablement dues à une erreur expérimentale. Dans l'exemple ci-dessus cependant, nous ne pouvons justifier d'arrondir 1,51 à 1 ou 2, mais nous pouvons obtenir un rapport simple en multipliant les montants relatifs par deux.Essayez les exercices suivants où vous devez décider d'arrondir ou de multiplier par un facteur. Exercice 4 Un composé de carbone, d'hydrogène et d'oxygène contient 40,0% de carbone, 6,6% d'hydrogène et 53,4% d'oxygène. Calculer sa formule empirique. CH2O Exercice 5 Déterminer la formule d'un minéral de composition massique suivante : Na = 12,1 %, Al = 14,2 %, Si = 22,1 %, O = 42,1 %, H2O = 9,48 %. Na2Al2Si3O10.2H2O Exercice 6 Un échantillon de 10,0 g d'un composé contenait 3,91 g de carbone, 0,87 g d'hydrogène et le reste est de l'oxygène. Calculer la formule empirique du composé. C3H8O3 Calcul des masses et volumes réactifs de substances, y compris des exemples dans lesquels certains réactifs sont en excès.Dans certaines réactions chimiques, il se peut qu'un ou plusieurs des réactifs soient en excès et ne soient pas complètement utilisés dans la réaction. La quantité de produit est déterminée par la quantité de réactif qui n'est pas en excès et est donc totalement utilisé dans la réaction. C'est ce qu'on appelle le réactif limitant. Exemple 1 5,00 g de fer et 5,00 g de soufre sont chauffés ensemble pour former du sulfure de fer(II). Quelle masse de produit est formée. Fe (s) + S (s) FeS (s) 1 mol 1 mol 1 mol 56 g 32 g 88 g Quantité de Fe = 5/56 mol = 0,0893 mol Quantité de S = 5/32 mol = 0,156 mol Il n'y a pas suffisamment de Fe pour réagir avec 0,156 mol de S, donc Fe est le réactif limitant. 0,0893 mol Fe forme 0,0893 mol de FeS Masse de FeS = 0,0893 x 88 g = 7,86 g Exercice 1 (a) Dans le haut fourneau,la réaction globale est 2Fe2O3 (s) + 3C (s) 3CO2 (g) + 4Fe (s) quelle est la masse maximale de fer que l'on peut obtenir à partir de 700 tonnes d'oxyde de fer (III) et 70 tonnes de coke ? (1 tonne = 1000 kg) 436 tonnes (b) Dans la fabrication de carbure de calcium CaO (s) + 3C (s) CaC2 (s) + CO (g) Quelle est la masse maximale de carbure de calcium pouvant être obtenue à partir de 40 kg de chaux vive et 40 kg de coke ? 46 kg (c) Dans la fabrication de l'engrais sulfate d'ammonium H2SO4 (aq) + 2NH3 (g) (NH4)2SO4 (aq) Quelle est la masse maximale de sulfate d'ammonium qui peut être obtenue à partir de 2,0 kg d'acide sulfurique et 1,0 kg de ammoniac? 2,7 kg (d) Dans le procédé Solvay,l'ammoniac est récupéré par la réaction 2NH4Cl (s) CaO (s) CaCl2 (s) + H2O (g) + 2NH3 (g) Quelle est la quantité maximale d'ammoniac qui peut être récupérée à partir de 2,00 x 103 kg de chlorure d'ammonium et 500 kg de chaux vive ? 304 kg (e) Dans la réaction de Thermit 2Al (s) + Cr2O3 (s) 2Cr (s) + Al2O3 (s) Calculer le rendement en pourcentage lorsque 180 g de chrome sont obtenus à partir d'une réaction entre 100 g d'aluminium et 400 g de oxyde de chrome(III). 93,5%