4°SG Chimie - UAA3 - Notes Élèves -2024-2025 PDF

UAA3 : La réaction chimique : approche quantitative ==================================================== 1. Rappel : notions élémentaires ! ==================================================== ⎯ Le modèle atomique de Rutherford- Chadwick. (Neutrons) Un atome est composé d’électro...

UAA3 : La réaction chimique : approche quantitative ==================================================== 1. Rappel : notions élémentaires ! ==================================================== ⎯ Le modèle atomique de Rutherford- Chadwick. (Neutrons) Un atome est composé d’électrons (e-) (particules de charge négative) et de protons (p+) (particules de charges positives) et de neutron (n0) (particules neutres)]. Les électrons gravitent autour du noyau positif. Le noyau occupe un très petit volume et contient les protons (et les neutrons) ⎯ La représentation d’un atome selon le modèle de Bohr (1913) SFX deux, 4° (2024-2025) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 1 Exercices. : Détermine la composition des atomes ci-dessous : N Nombre de protons = Nombre d’électrons = Nombre de neutrons = Ca Nombre de protons = Nombre d’électrons = Nombre de neutrons = Fe Nombre de protons = Nombre d’électrons = Nombre de neutrons = Cl Nombre de protons = Nombre d’électrons = Nombre de neutrons = Remplis le tableau ci-dessous à l’aide du tableau périodique : Élément chimique N A Z K 13 65 O 6 1 SFX deux, 4° (2023-2024) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 2 ==================================================== 2. Nomenclature : à étudier et s’exercer ==================================================== Dans une même famille, ……………………………………………………………………. Dans une même période, ………………………………………………………………………. 2.1. FORMULE GÉNÉRALE. H O M M’ Hydrogène Oxygène Métal Non-métal Étape 1 : écrire la formule chimique du corps pur composé CaCl2 Étape 2 : Supprimer tous les indices. Les symboles H et O sont maintenus CaCl Étape 3 : Les symboles des métaux sont remplacés par M MCl Étape 4 : Les symboles des non-métaux sont remplacés par M’ MM’ SFX deux, 4° (2023-2024) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 3  2.2. Les VALENCES. La VALENCE d’un atome est le nombre d’atomes d’hydrogène (H) avec lequel cet atome peut se lier. Elle s’indique toujours en chiffres romains (I, II, III, IV, …). ◆ Dans le cas des FAMILLES A : Famille Ia IIa IIIa IVa Va VIa VIIa VIIIa Valence I II III IV V VI VII 0 ◆ Dans le cas des FAMILLES B, certains métaux peuvent avoir plusieurs valences. Symbole Valence Ag I Cu I ou II Fe II ou III Hg I ou II Pb II ou IV Zn II ◆ Dans les cas de GROUPEMENTS : M’O Nom du non-métal + suffixe -ite (celui qui a le moins d’O) ou -ate (celui qui a le plus d’O) SFX deux, 4° (2023-2024) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 4  2.3. REGLES DE NOMENCLATURE Source : La chimie.net – www.lachimie.net - 2011 A. Procédure à suivre : 1 Déterminer la formule générale (MO, M’O, MOH, HM’, HM’O, MM’, MM’O) 2 Déterminer la fonction chimique à laquelle appartient la molécule 3 Appliquer la règle propre à la façon de nommer cette fonction chimique B. Les règles de nomenclature selon la fonction Les oxydes MO (Oxyde métallique) M’O (Oxyde non-métallique) Formule générale : MO Formule générale : M’O (élément (élément métallique et oxygène). non- métallique et oxygène). Règle : oxyde de M (valence) Règle : préfixe (O/X) oxyde de M’ (M est à remplacer par le nom de Comment trouver le préfixe ? l'élément métallique). (Valence Il faut faire le rapport entre le nombre entre parenthèses si nécessaire d'atome d'oxygène et le nombre [c’est à dire si l’élément peut avoir d'atome de l'élément non-métallique plusieurs valences] (I, II, III ou IV)). rapport préfixe (O/M’) Exemple : 1/2 Hémi Na2O = …………………………… 1/1 mono 2/1 di Fe2O3 = ………………………….. 3/1 tri 4/1 tétra 5/1 pent 3/2 hémitri Exemple : P2O5 = ……………………………………….. SFX deux, 4° (2023-2024) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 5  Les hydroxydes MOH (hydroxydes ou bases hydroxylées) Formule générale : MOH. Règle : Hydroxyde de M (M étant le nom de l'élément métallique). Exemples : LiOH : ……………………….……………………….. KOH : ………………..……………………………….. Les sels MM’ (sel binaire) MM’O (sel ternaire) Formule générale : MM’ Formule générale : MM’O Règle : M’-ure de M (valence) Règle : nom du groupement de M (+ valence si utile) Exemples : Exemples : NaCl: …………………………….. K2SO3: …………………………………. Fe2S3: ……………………………… Fe2SO4: ………………………………. SFX deux, 4° (2023-2024) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 6 C. Tableau de synthèse Formule Nom de la Formules Règle de nomenclature générale fonction moléculaires Oxyde de M (valence) Oxyde MO métallique CaO Oxyde de calcium Préfixe(O/X) oxyde de X Oxyde non- XO métallique CO2 Dioxyde de carbone Hydroxyde de M (valence) Hydroxyde MOH (base NaOH Hydroxyde de sodium hydroxylée) X-ure d'hydrogène acide x- hydrique HX Acide binaire HCl Chlorure d’hydrogène ou acide chlorhydrique + d'hydrogène Acide + nom du non-métal + terminaison -ique (+ riche en O) ou -eux (- riche en O) Acide HXO ternaire H3PO4 H3PO4 = Phosphate d’hydrogène ou acide phosphorique H3PO3 H3PO3 = Phosphite d’hydrogène ou acide phosphoreux MX Sel binaire X-ure de M NaCl Chlorure de sodium de M MXO Sel ternaire CaCO3 Carbonate de calcium SFX deux, 4° (2024-2025) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 7 Exercices : Pour chaque molécule : 1. Symbolise la molécule en respectant les conventions que nous utilisons dans le cadre de notre cours (M, M’ ou O). 2. Identifie s’il s’agit d’un acide binaire ou ternaire, d’un sel binaire ou ternaire, d’un hydroxyde, d’un oxyde métallique ou non-métallique. 3. Nomme ensuite la molécule. NaOH HNO3 NH4OH CO HF H2CO3 KNO3 Pb(OH)4 HNO2 Al(OH)3 NaF SO3 CaCO3 Al2O3 MgCl2 MgSO4 Li3PO4 FeSO4 2.4. TROUVER LA FORMULE CHIMIQUE D’UNE MOLECULE. La méthode du chiasme : écrire les valences sous les éléments, les croiser et on obtient les indices des atomes dans la formule de la molécule. SFX deux, 4° (2023-2024) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 8  Exercices : 1) Pour chaque molécule : 1. Trouve la formule chimique par la méthode du chiasme. 2. Symbolise la molécule en respectant les conventions. 3. Identifie s’il s’agit d’un acide binaire ou ternaire, d’un sel binaire ou ternaire, d’un hydroxyde, d’un oxyde métallique ou non-métallique. Hydroxyde d’aluminium Oxyde de calcium Phosphate de lithium Sulfate d’aluminium (III) Sulfure de sodium Acide carbonique Dioxyde de soufre Fluorure de sodium Phosphate de baryum Oxyde de mercure (I) Carbonate d’hydrogène Sulfate de fer (III) 2) Les réactions ci-dessous sont des réactions de neutralisation. Pondère ces réactions et réalise la lecture moléculaire des équations pondérées en nommant les réactifs et les produits. H2SO4 + KOH → K2SO4 + H2O HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + H2O HCl + Ba(OH)2 → BaCl2 + H2O 3) Écris l’équation chimique pondérée correspondant à la réaction suivante : Une lame d’aluminium est plongée dans une solution d’acide chlorhydrique diluée. Il se forme du chlorure d’aluminium et du dihydrogène. SFX deux, 4° (2023-2024) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 9 ======================================================================= 3. La masse moléculaire relative Mr : à calculer Sachant qu’une molécule est constituée d’une association d’atomes, comment procèderais-tu pour calculer la masse relative d’une molécule (= Mr) ? ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………… Mr = ………………………………….. Exemple : La molécule H2SO4 est composée de : ………………. atomes d’hydrogène. ………………. atomes de soufre. ………………. atomes d’oxygène. La masse atomique relative (Ar) de H = ………………………….. La masse atomique relative (Ar) de S = ………………………….. La masse atomique relative (Ar) de O = …………………………..  La masse moléculaire relative de H2SO4 = Mr  Mr = …….. Ar (H) + …….. Ar (S) + …….. Ar (O) = …………………………………………………………… = …………………………………………………………… Exercice : Calcule la masse moléculaire relative (Mr) des molécules ci-dessous. Mr (Cl2) = Mr (MgCl2) = Mr (H2S) = Mr (H3PO4) = Mr (KMnO4) = Mr (C6H12O6) = 10 SFX deux, 4° (2023-2024) Sciences générales Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » ======================================================================= 4. Quantité de matière. ======================================================================= 1. Situation problème Les molécules et les atomes sont tellement minuscules que les scientifiques ont dû trouver un lien permettant le passage d’une échelle microscopique a une échelle macroscopique afin de mesurer aisément la quantité des espèces chimiques. Comment procéderais-tu pour compter le nombre de grains de riz dans un paquet d’1 kg de riz ? ………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………… 2. La mole et nombre d’Avogadro. Pour compter un grand nombre d’objets, on les regroupe en paquets. Il existe beaucoup d’exemples : les œufs par douzaine, les chaussettes par paires, les huîtres par 12, les bouteilles par 6, … Les entités chimiques (atomes, molécules ou ions) se comptent aussi par paquet. On appelle mole un paquet d’entités chimiques. Combien y-a-t-il d’entités identiques dans un paquet, dans une mole ? Quelque soit l’espèce chimique, une mole contient toujours 6,02.1023 entités. Ce nombre constant et très grand qui vaut 602 000 milliards de milliards, s’appelle le nombre d’Avogadro NA. Il a été déterminé expérimentalement au début du XXème siècle. SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 11  Une mole de glucose possède-t-elle le même nombre de molécules de glucose, qu’une mole de NaCl? ………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………… Si on a 2,5 moles de NaCl, combien a-t-on de molécules de NaCl ? ………………………………………………………………………………………………………… Donc, pour obtenir le nombre d’entités x (atomes, molécules ou ions), les chimistes multiplient la quantité de matière n (exprimée en mol) par la constante d’Avogadro (NA) X = n. 6,02. 1023 Exemples: ❖ Calcule le nombre d’entités x qu’il y a dans 2 mol d’atomes O: ……………………………….……………………………………………………………… ❖ Calcule le nombre d’entités x qu’il y a dans 0,1 mol de molécules HCl: …………………………..……………………..…………………………………………… ❖ Calcule la quantité de matière n correspondant à 12.1023 atomes d’Al: …………………………………………………..………………………………………….. ❖ Calcule la quantité de matière n correspondant à 15.1022 de molécules HCl: ……………………………………………………………………………………………… Vérifie si tu as bien compris : ✓ La dose mortelle de digitaline (poison) pour un homme est de 1,5.10-3 mol. Combien de molécules cela représente-t-il? (Réponse: x = 9.1020 molécules) ✓ Un morceau de sucre contient 8,8.1021 molécules. Détermine le nombre de moles qui correspond à ce chiffre. (Réponse: n = 0,015 mol) SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 12  Si tu te poses encore des questions n’oublie pas de regarder les vidéos: La mole https://www.youtube.com/watch?v=cW7WVh9TfCc https://www.youtube.com/watch?v=jGy-NKu0S9k 3. Masse molaire M 1 mole de glucose C6H12O6 possède-t-elle la même masse qu’une mole de saccharose C12H22O11? 3.1. Définition La masse molaire M est la masse d’une mole d’atomes, de molécules ou d’ions. Elle correspond à la masse atomique relative (Ar) ou moléculaire relative (Mr) mais exprimée en g/mol (ou g. mol-1). SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 13 Quelle est la masse molaire: M? du sodium ? du potassium ? de l’hydroxyde de sodium ? 3.2. Relation entre la masse m et la quantité de matière n d’une espèce chimique A. 1 mole d’eau a pour masse 18g. Quelle est la masse m, de 2 moles d’eau ? Quelle est la masse m, de 3 moles d’eau ? Quelle est la masse m, de n moles d’eau ? Formule : Pour mieux comprendre, regarde la vidéo : «La masse molaire» (2’) https://www.youtube.com/watch?v=NDlOxQUn798 SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 14  Exercices : a) Calculons la quantité de matière (n) correspondant à 196 g de H2SO4: (Réponse: 2 mol) b) Calculons la masse (m) correspondant à 3,5 mol d’eau (H2O): (Réponse m = 63,07 g) c) Combien y a-t-il de molécules dans0,5 mol de HCl? (Réponse: x = 3. 1023molécules) d) Calcule la quantité de matière correspondant à 14 g d’hydroxyde de potassium (KOH). (Réponse: n = 0,25 mol) SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 15  4. Le volume molaire gazeux Vm. Les trois états de la matière que nous rencontrons dans la vie courante sont : l’état solide, l’état liquide, l’état…………. Dans un gaz (lorsqu’on le modélise), les molécules ou les atomes sont libres de se mouvoir et sont éloignés les uns des autres. Lors des expériences mettant en jeu des gaz, il est plus facile de mesurer le volume occupé par un gaz que sa quantité de matière ou sa masse. La question qui se pose alors aux chimistes est : comment convertir un volume exprimé en litres (L) en une quantité de matière exprimée en moles (mol) et inversement ? L’équation d’état des gaz parfaits. Le gaz parfait est un modèle simplifié des gaz. Ce modèle est construit sur les deux hypothèses suivantes: → Les molécules sont considérées comme des points matériels. C'est-à-dire que l'on néglige leur volume propre devant le volume occupé par le gaz. → On néglige toutes les interactions entre les molécules à l'exception des interactions qui ont lieu lors des chocs entre ces molécules. La plupart des gaz (et des mélanges de gaz) se comportent effectivement comme des gaz parfaits aux faibles pressions. Ce comportement des gaz aux faibles pressions peut s'expliquer en considérant qu'à température constante, plus le volume occupé par une quantité de matière de gaz donné augmente plus la pression de ce gaz diminue (loi de Boyle Mariotte). Il s'ensuit deux conséquences. Aux faibles pressions: → Les distances entre les molécules du gaz devenant très grandes, les interactions entre ces molécules deviennent quasi négligeables. → Le volume de chaque molécule (volume propre des molécules) devient négligeable devant le volume occupé par le gaz. Les molécules peuvent alors être considérées comme quasi ponctuelles. Il s'agit précisément des hypothèses faites pour construire le modèle du gaz parfait. En résumé, l'intérêt de définir un gaz parfait (qui n'existe pas) réside dans les faits que: → Le modèle des gaz parfaits décrit assez bien le comportement des gaz réels quand ils sont en conditions usuelles. En pratique, les variables d’états des gaz réels vérifient l'équation d'état des gaz parfaits. SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 16  → Le comportement d’un gaz parfait est particulièrement simple à étudier à l'aide de l'équation d'état : p. V = n. R.T Les physiciens travaillent souvent avec V en m 3, p en Pascals et n en moles : dans ce cas R = 8,31 J. mol-1.K-1 Le physicien et chimiste irlandais Robert Boyle (1627-1691) et le physicien français Edme Mariotte (1620-1684) ont démontré qu'il existe une relation entre la pression et le volume d'un gaz. À une température constante et pour un même nombre de molécules, ils ont observé que la pression d'un gaz augmente lorsque son volume diminue, et vice versa. L'inverse est aussi vrai: une diminution du volume d’un gaz résulte en une augmentation de sa pression. Cette relation est nommée loi de Boyle-Mariotte. Le volume d'un gaz est donc inversement proportionnel à sa pression. Par exemple, si on double la pression du gaz, le volume diminuera de moitié. On peut expliquer cette variation à l'aide de la théorie cinétique de gaz. À température constante, si la pression externe exercée sur un gaz augmente, le volume de celui-ci diminue. Conséquemment, les particules de gaz deviennent plus rapprochées et se heurtent davantage. Par conséquent, les collisions sont plus fréquentes, ce qui augmente la pression. À l'inverse, si le volume du contenant est augmenté, la fréquence des collisions est moindre et la pression du gaz devient donc plus faible. *La loi de Gay-Lussac stipule qu'à volume V constant, la pression d'un gaz parfait est directement proportionnelle à la température absolue (exprimée en K), soit, pour une même quantité de gaz dans deux états 1 et 2 au même volume : P1/T1 = P2/T2 Ainsi, quelle que soit la nature du gaz, à mesure que la température absolue d'un gaz augmente, le pression de ce gaz augmente d'un facteur égal, et vice versa. (cfr, physique, UAA3). SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 17 Exercice. Dans les conditions normales de pression et de température (CNTP ; p = 1,013.105Pa et T = 273,15 K (0°C)), quel est le volume occupé par une mole de molécules de gaz ? ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… Le volume molaire gazeux Vm : définition. A connaître Le volume molaire gazeux (Vm), exprimé en L.mol-1 ; est le volume occupé par une mole de n’importe quel gaz, pris dans des conditions définies de température et de pression. Dans les conditions normales de température et de pression (CNTP), c’est-à-dire 0°C et 1,013.105 Pa, le volume molaire gazeux (Vm) est de 22,4 L.mol-1. En d’autres termes, dans les conditions normales de température et de pression, une mole de n’importe quel gaz occupe un volume de 22,4 L. a) Le ballon A possède un volume égal à …………………. car il contient …………….... d’O2. b) Le ballon C possède un volume égal à ………………..… car il contient …………….... d’He. c) Si le ballon B contenait 2 moles (n) d’H2, quel serait sont volume ? ……………………….. d) Si le ballon A contenait 3 moles d’O2, quel serait sont volume ?............................................ Vidéo pour mieux comprendre : https://www.youtube.com/watch?v=9SH66DqQL- I SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 18  5. Relations existant entre m, M, n, NA et Vm. Formulaire n=m/M où n = ……………………………….. m = ……………………………….. M = ……………………………….. n = χ / NA où n = …………………………………… χ = …………………………………… NA = ………………………………….. n = V / Vm où n = …………………………………… V = …………………………………… Vm = ………………………………….. 6. Exercices : Petit truc : pour chaque énoncé, trouve la formule à utiliser 1) Quelle est la masse molaire : formule : du mercure ? de l’oxyde de zinc ? de l’hydroxyde de calcium ? 2) Combien d’entités y a-t-il dans : formule : une mole de fer ? 0.5 mole d’acide chlorhydrique ? 15 moles de dioxygène ? 3) Combien de moles y a-t-il dans : formule : 6.1023 molécules de glucose ? 6.1025 atomes de fer ? 2.1022 molécules d’eau ? SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 19 4) Quelle est la masse de : une mole de chlore ? 15 moles de chlorure de sodium ? 0,002 mole d’acide sulfurique ? 5) Combien y a-t-il de moles dans : 0,16 g d’oxygène ? 227,5 g de chlore ? une tonne d’eau ? 6) Combien y a-t-il d’atomes ou de molécules dans : 12 g de carbone ? 2 g de dioxygène ? 240 g d’hélium ? 7) Quelle est la masse et le volume occupé par les entités gazeuses ci-dessous (dans des conditions CNTP) : 1 mole de Néon ? 3 moles de dihydrogène ? 1.103 moles de dioxygène ? 8) Dans des conditions CNTP, combien y a-t-il d’entités et de moles dans : 22,4 litres de diazote ? 84 litres de dioxyde de carbone ? 0,5 litre de monoxyde de carbone ? SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 20 9) Une balle de fusil en plomb contient 6,02.10 21 atomes de plomb. Que vaut sa masse ? 10) Combien d’entités y a-t-il dans 25 moles d’HCl ? 11) Quelle est la masse et combien y a-t-il de molécules dans 8 moles d’hydroxyde de sodium? 12) Quel volume occupent 8 moles de gaz ammoniac (NH 3) dans les CNTP ? Vidéo sur la MOLE : https://www.youtube.com/watch?v=_kosdfe79OU SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 21  Préparer des solutions à partir d’un composé solide avec une certaine concentration. Pourquoi est-ce important ? Cite des applications ======================================================================= 5. Concentrations massique et molaire. ======================================================================= On vient de découvrir quelles sont les grandeurs susceptibles de mesurer la matière mise en œuvre au cours d’une transformation chimique. Ce sont la masse exprimée en gramme et la quantité de matière exprimée en mole. Mais souvent les substances chimiques se trouvent dissoutes dans de l’eau en petite ou en grande quantité… C’est le moment de se concentrer ;) 5.1. Mise en situation Voici 3 tasses de café dans lesquelles on a dissous un ou plusieurs morceaux de saccharose de 5g (sucre de cuisine). Calcule la concentration en saccharose de chaque tasse en exprimant la quantité de solution en L. Classe ensuite les tasses de la moins sucrée à la plus sucrée sachant que le volume de la tasse 1 est de 50ml et le volume des tasses 2 et 3 est de 125 ml. SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 22 Dans la vie courante ou dans les laboratoires de chimie, on rencontre diverses unités pour exprimer la quantité de matière présente dans une solution. Doc.2 : Extrait d’un protocole de prise de sang Thyroxine (T4) libre 13,5 pmol/L Thyroglobuline 5,9 ng/ml Acide urique 48 mg/L Cholestérol 1,3 g/L Hémoglobine 13,8 g/100ml Glycémie 1,64 g/L Doc.3 : Extrait d’un catalogue de réactifs chimiques ⎯ Acide nitrique 1 mol/L Solution prête à l’emploi 450ml ⎯ Acide phosphorique 0,4 mol/L Solution de 10L ⎯ Acide sulfurique 0,5 mol/L Solution de 1000ml a) Quelle est la signification des différentes unités apparaissant dans les documents ? b) Différencie les unités utilisées et classe les en deux groupes SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 23 5.2. Rappels : définitions à connaître ❖ Solution : ………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………… ❖ Soluté : ………………………………………………………………………………………………… ❖ Solvant : ………………………………………………………………………………………………… ❖ Mélange homogène : ………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………… Au niveau microscopique : L’action de dissoudre une substance ou un liquide dans un autre c’est simplement répartir les molécules constituant chacune des deux parties de manière totalement homogène. SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 24 5.3. La concentration massique Exemple : On dissout 100 g de NaCl dans 1 litre d’eau. Quelle est l’équation de dissolution ? ……………………………………………………………………………………………… Qui est le soluté ? ……………………………………………………………………………………………… Qui est le solvant ? ……………………………………………………………………………………………… Quelle est la solution ? ……………………………………………………………………………………………… Quelle est la concentration massique de la solution ? ……………………………………………………………………………………………… Quelle est la définition et la formule de la concentration massique d’une solution ? ……………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………… SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 25 5.4. La concentration molaire. Analyse le document suivant : Comment exprimer la concentration de ces solutions ? Solution A Solution B Solution C Solution D …………………...….. ……………..………. ………….….………. ……………………. La concentration molaire est...…………………………………………………………………….………………… ………………………………………………………………………………………… Son unité est : ………………………………………. Sa formule mathématique est : ………………………………………. Remarque : la concentration molaire est appelée molarité. Une solution qui contient 1 mole par litre de solution est dite 1 molaire et se note 1 M. Exprime les volumes en litres : Solution A Solution B Solution C Solution D …………….. …………………………. …………………………. …………………………. Mets les solutions dans un ordre croissant de concentration : ………………………………………………………………………………………………………… SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 26 5.5. Relation entre concentration massique et concentration molaire. Quelle est la concentration molaire de la solution ? Si dans la cuillère, on dit qu’il y a 5 mol de NaCl. Cela représente quelle masse de NaCl ? Quelle est alors la concentration massique de cette solution ? Relation entre C et γ SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 27 5.6. Dilution d’une solution aqueuse. Exemple : on part d’une solution initiale de volume Vi = 20 mL, contenant 6 moles de soluté (=ni). On ajoute 80 mL d’eau dans le récipient. Modélise la situation : Quel est le Vf de la solution ? ……………………………………………………………………………………………… Quel est le nombre de moles finale de la solution obtenue (=n f) ? ……………………………………………………………………………………………… Quelle est la concentration molaire de la solution initiale (=Ci) ? ……………………………………………………………………………………………… Quelle est la concentration molaire de la solution finale (=Cf) ? ……………………………………………………………………………………………… Que peux-tu déduire sur la quantité de soluté entre la solution initiale et finale ? ……………………………………………………………………………………………… Quelle est la relation correcte parmi les propositions suivantes ? Entoure-la. Ci. Vf = Cf. Vi Ci. Cf = nf. ni Ci. Vi = Cf. Vf SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 28 Exercices 1. Quel volume d'eau distillée (H2O) et quel volume d'hydroxyde de sodium (NaOH) 0,5M doit-on mélanger pour obtenir 100 mL de solution 0,02 M ? (Rép :4 mL de NaOH 0,5M et 96 mL d H2O ) 2. Détermine la concentration massique et molaire d'une solution résultant d'un mélange de 20 mL d'acide nitrique (HNO3) 3M et de 80 mL d'eau distillée (H2O) ? (Rép : 37,8 g/L concentration massique et 0,6 M concentration molaire) 3. Le lycée achète pour ses travaux pratiques un colorant bleu, le bleu patenté E131. La concentration C0 = 5,0 mol.L-1 de la solution achetée est bien trop forte pour les expériences à réaliser. On réalise alors au laboratoire une dilution pour obtenir un volume v =100 mL d’une solution de bleu patenté de concentration C = 0,10 mol.L-1. a) Quel volume de solution mère faut-il prélever pour préparer la solution nécessaire aux TP ? b) Définis le facteur de dilution et calcule-le. 4. Les solutions de soude sont très couramment utilisées au laboratoire de chimie. La soude NaOH se présente sous forme de pastilles blanches. On veut préparer, pour une séance de TP, V = 500 mL d’une solution de concentration molaire C = 1,0 mol.L-1. a) Calcule la masse de soude solide nécessaire à la préparation de cette solution. Pour son expérience, un élève doit utiliser v = 10 mL d’une solution de concentration c = 1,0.10-2 mol.L-1. b) Calcule le facteur de dilution entre ces deux solutions. c) L’élève commence par diluer la solution initiale d’un facteur 20. La plus petite pipette dont il dispose a une capacité de 5 mL. Quel volume de solution va-t-il préparer ? d) Quelle est la concentration de la solution intermédiaire ainsi préparée? e) Quel doit être le facteur de la seconde dilution ? SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 29 5.7. Laboratoire : concentration molaire et concentration massique. a) Préparation d’une solution à partir d’un composé solide. Dans un laboratoire, on ne prépare pas les solutions comme on le veut ou comme on le souhaite. Afin que le travail soit standardisé et reproductible d’une personne à l’autre, on suit un protocole strict : dans un laboratoire, toutes les procédures de travail sont rassemblées sous le terme de GLP (Good Laboratory Practice). Pour faire simple, ces procédures GLP sont réglementées au niveau mondial et européen, elles permettent d’avoir un travail de précision et de limiter à quasi zéro, les erreurs de manipulation. Dans le cadre de ce cours, les procédures de préparation de solution (et de dilution) sont issues de cette réglementation GLP. SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 30  b) Exercices pratiques. (Modélise la situation avant de répondre). 1. Prépare 50 mL d’une solution de chlorure de sodium à 0,15 mol. L -1. Quelle est la concentration massique de la solution que tu viens de préparer ? (γ=8,76g/L) 2. Prépare 200 mL d’une solution de glucose à 7 g/L. Quelle est la concentration molaire de la solution que tu viens de préparer ? (0,04M) 3. Prépare 250 mL d’une solution de glucose à 0,1 M. Quelle est la concentration massique de la solution que tu viens de préparer ? (γ= 18 g/L) 4. Les solutions que tu viens de préparer ont-elles exactement la concentration demandée ? Justifie ta réponse 5.8. Exercices : concentration molaire et concentration massique. 1) Calcule la concentration molaire d’une solution contenant 10 g de glucose C 6H12O6 dans 750 ml de solution. (0,07M) 2) Calcule la concentration massique d’une solution contenant 20 g de saccharose C12H22O11 dans 2500 ml de solution. Combien d’entités y a-t-il dans cette solution ? (γ=8g/L ; χ= 3,5.1022 molécules de saccharose) 3) Quelle masse de soluté y a-t-il dans 300 mL de solution de glucose à 6 g/L ? (m=1,8g) 4) Quelle masse de soluté y a-t-il dans 300 mL de solution de chlorure de potassium 0,2 M ? (m=4,473g) 5) Calcule le nombre de moles dans 400 mL de solution d’hydroxyde de sodium 2 M (n=0,8 moles) 6) Calcule le nombre de moles dans 500 mL de solution d’hydroxyde de potassium à 3 g/L. Combien d’entités de cette molécule y a-t-il dans cette solution ? (0,027 moles, χ= 1,62.1022 molécules de…) 7) Quelle masse d’hydroxyde de sodium faut-il peser pour préparer 250 ml de solution d’hydroxyde de sodium à 0,2 mol/L ? (m=2g) 8) Calcule la concentration massique d’une solution 1M d’hydroxyde de sodium. Quelle masse d’hydroxyde de sodium y a-t-il dans 250 ml de solution d’hydroxyde de sodium 1 M..(γ=40g/L) m = 10g 9) Calcule la concentration massique d’une solution 0,2 M de chlorure de potassium. Quelle masse de chlorure de potassium y a-t-il dans 250 ml de solution de chlorure de potassium 0,2 M..(γ= 14,91g/L ; m=3,73g) 10) Calcule la concentration massique d’une solution 0,025 mol/L d’iodure de potassium. (γ=4,15g/L) 11) Dans l’eau potable, la concentration maximale admise en ions Na + est de 150 mg/L. Quelle masse d’ions Na+ absorbe-t-on en buvant un verre de 160 mL d’une eau de concentration maximale en Na+ ? (24mg Na+) SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 31 =================================================================== 6. Loi de Lavoisier =================================================================== 1. Mise en situation : une des expériences de Lavoisier. A lire Antoine Lavoisier (1743-1794 guillotiné après la révolution française) est un des premiers chimistes moderne ayant bénéficié d'une avancée technologique pour ses expériences : la balance ; qui lui a permis de mesurer les masses des composés qu’il utilisait. Il réalisa l’expérience ci-dessous pour déterminer si on pouvait observer une augmentation de masse lors de la combustion d'une bougie. Le système est ouvert de sorte que l'air extérieur puisse alimenter la bougie (pour qu’elle rester toujours allumée) et les produits de la combustion sont aspirés et capturés dans le dispositif (tube orange à droite). Lors de la combustion de la bougie, la balance penche de son côté bien que celle-ci soit en partie consumée! Lavoisier conclut que la masse de la bougie n'est pas détruite (conservation de la matière) et que l'air (l'oxygène) se recombine avec les produits de la combustion. L'expérience fut aussi réalisée dans un système fermé dans lequel tout échange de matière avec l’extérieur est impossible. Au bout d'un certain temps, la bougie s'éteint, car elle a consommé toute la partie d'air (oxygène) disponible. Dans ces conditions, la balance reste à l'équilibre ! Si tu étais à la place de Lavoisier, quelles seraient tes conclusions ? …………………………………………………………………………………………. SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 32 Antoine Lavoisier énonce la loi qui porte aujourd'hui son nom devant l'Académie des sciences : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. » En d’autres termes : Dans un système fermé (système où l’échange de matière avec l’extérieur est impossible), lors d'une réaction chimique ; la masse des réactifs est égale à la masse des produits. 2. Pondération et lecture molaire d’une équation chimique. Comment savoir de combien de moles, c’est-à-dire de quantité de matières j’ai besoin afin d'effectuer une réaction chimique et dans quelle proportion celles-ci réagiront ? La réponse a déjà été donnée par Lavoisier et sa loi de pondération. Exemple : Ce sont les coefficients stœchiométriques qui déterminent le(s) nombre(s) de mole(s) des réactifs qu'il faut mettre en présence pour produire un nombre de mole de produit. Ces coefficients donnent les proportions entre les réactifs et les produits. (pas de chiffre devant une molécule signifie 1 molécule ou 1 mole de molécules). lecture molaire de l'équation chimique ci-dessus: 1 mole de dihydrogène réagit avec 1 mole de dichlore pour former : 2 moles de chlorure d'hydrogène (2 moles d'acide chlorhydrique). Ce qui signifie que pour former 2 moles d'HCl, je dois mettre en présence 1 mole de dichlore et 1 mole de dihydrogène. Les proportions sont donc de 1, 1 pour 2. SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 33  Comment pondérer une équation ? Procédure Comme un exemple vaut mieux qu'un long discours, Voici une équation non pondérée ❖ Côté réactifs : il y a un atome d'hydrogène, un atome d'iode et deux atomes de chlore. 1 Hydrogène 1 Iode 2 Chlore ❖ Côté produits : nous avons deux atomes d'iode, un atome d'hydrogène et un atome de chlore. 1 Hydrogène 2 Iode 1 Chlore Cette équation ne respecte pas la loi de Lavoisier ! Il n'y pas le "même nombre" d'atomes d'iode et de chlore après la réaction. Il va falloir pondérer cette équation ! Il faut parfois ajouter un coefficient stœchiométrique devant une ou plusieurs molécules afin de rétablir "l'équilibre". Voici l'équation pondérée : Le chiffre placé devant va multiplier le nombre d'atomes. Nous avons donc, avant réaction: et après réaction: 2.1⇒ 2 (H) Hydrogène 1.2⇒ 2 (I) Iode 2.1⇒ 2 (I) Iode 2.1⇒ 2 (H) Hydrogène 1.2⇒ 2 (Cl) Chlore 2.1⇒ 2 (Cl) Chlore Remarque : ce n'est en réalité pas vraiment une méthode car il faut "jouer" un peu, faire des essais, des erreurs, mais on y arrive relativement vite. Exercices sur une feuille à part ! 1. Dans l’équation ci-contre entoure : a. en rouge les coefficients stœchiométriques 2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g) b. en vert les indices 2. Pondère les équations chimiques ci-dessous et réalise la lecture molaire une fois l’équation chimique pondérée. Attention à la nomenclature des atomes et des molécules. Zn + HCl → ZnCl2 + H2 SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 34  Na + Cl2 → NaCl Al + HCl → AlCl3 + H2 Ca + HCl → CaCl2 + H2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + H2O ================================================================== 7. Les problèmes stœchiométriques. =================================================================== 1. Mise en situation : problème. : Truffes au chocolat Qu'est-ce que les truffes et la chimie peuvent-ils bien avoir en commun ? En fait, beaucoup de choses ! Une équation-bilan équilibrée est en quelque sorte la recette d'une réaction chimique : elle contient la liste de tous les réactifs (les ingrédients) et des produits (les truffes) ainsi que leurs proportions relatives. Préparation. 1. Cassez le chocolat en petits morceaux dans une casserole. 2. Ajoutez le lait et faites fondre à feu doux. Mélangez avec une spatule en bois pour obtenir une pâte lisse. 3. Ajoutez alors le beurre en parcelles en mélangeant. 4. Puis incorporez les jaunes d'oeufs un par un et enfin la crème liquide. Mélangez bien. 5. Ajoutez alors le sucre glace en fouettant. 6. Versez la pâte dans un saladier et placez au frais pendant au moins 2 heures. 7. Quand la pâte est bien dure, formez des petites boules de la taille d'une noix et roulez- les dans le cacao. 8. Gardez au frais jusqu'au moment de déguster. Ingrédients. Ce que je vais peser : 300 g de chocolat noir 100 g de beurre 2 jaunes d'oeuf 125 g de sucre glace 1 c. à soupe de lait 4 cl de crème liquide 30 g de cacao en poudre Tu désires préparer un maximum de truffes au chocolat et tu disposes de tous les ingrédients en suffisance à l’exception du chocolat noir : en effet, il ne te reste plus que 450 g de chocolat noir. Comment procèdes-tu pour préparer un maximum de truffes ? Comment vas-tu calculer la quantité des ingrédients ? SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 35 2. La stœchiométrie : à quoi ça sert ? Chaque jour, les scientifiques sont confrontés à des problèmes concrets et ce, dans différents domaines (santé, industrie, vie quotidienne, …) Voici quelques exemples… Quelle masse de réactifs sont nécessaires à la fabrication de 3 millions de comprimés d’aspirine ? Quelle masse de houblon est nécessaire à la fabrication de 1000 litres de bière ? Quelle quantité de dioxyde de carbone est dégagée par une voiture consommant 5 litres de diesel au 100 km ? SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 36  2 Résolution de problèmes stœchiométriques. : Comment y arriver ? Pour cela, tu dois absolument connaître : La pondération et la lecture molaire d’une équation chimique La notion de mole et savoir qu’il existe : ▪ une relation entre le nombre d’entités, le nombre d’Avogadro et la mole. ▪ une relation entre la masse, la masse molaire et la mole: n = χ / NA n=m/M Le volume occupé par 1 mole de gaz dans des conditions normales de température et de pression : Vm = 22,4 litres et la relation entre un volume et une mole : n = V / Vm Les concentrations molaire et massique et la formule liant les 2 C=n/V γ=m/V γ=C.M La REGLE DE TROIS indispensable !! La méthode de résolution sous forme d’un tableau d’avancement : 1) Ecrire l’équation chimique pondérée de la réaction 2) Ecrire la lecture molaire de la réaction 3) Identifier les données et les transmettre sous les réactifs ou les produits de l’équation chimique et les convertir en quantité de matière (mol) 4) Noter les inconnues sous les réactifs et/ou produits correspondants. 5) Ecrire la lecture molaire de la réaction en tenant compte des données. 6) Transformer les quantités de manière en masse, en volume ou en concentration molaire selon que la réponse est demandée en g, en L, en mol/L. SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 37  4. Exercices. Consigne : Résous sur une feuille à part ! 1) Soit l’équation chimique de la réaction suivante : AgNO3 (aq) + Na2SO4 (aq) → Ag2SO4 (s) + NaNO3 (aq) Réalise la lecture molaire de l’équation et calcule le nombre de moles de chaque produit si, au départ, il y a 0,05 mol de nitrate d’argent ? 2) En 1774, Priestley découvrit un gaz que Lavoisier nomma plus tard oxygène. Il chauffa de l’oxyde de mercure (II), solide orange, qui se décomposa en dioxygène gazeux et en mercure, liquide gris. Soit l’équation chimique : HgO → Hg + O2 Pondère l’équation et indique l’état (solide, liquide ou gazeux) des réactifs et des produits. Quelle masse de mercure et de dioxygène obtient-on par décomposition de 2 g d’oxyde de mercure (II) pur ? 3) Les spéléologues utilisaient couramment pour s’éclairer une lampe à acétylène (C2H2(g)). L’acétylène y est produit grâce à la réaction de l’eau sur le carbure de calcium (CaC2(s)) selon l’équation : CaC2(s) + H2O (l) → C2H2(g) + CaO(s) Sachant que cette lampe utilise 10 g d’acétylène par heure, calcule la masse de carbure de calcium que le spéléologue doit emporter pour pouvoir s’éclairer pendant 4 heures. 4) Le glucose du raisin fermente sous l’action d’une levure et se transforme progressivement en éthanol et en dioxyde de carbone ; c’est ainsi que le jus de raisin devient du vin. L’équation de la réaction est : C6H12O6 (aq) → C2H5OH (aq) + CO2(g) En supposant la réaction complète, quelle masse d’éthanol obtient-on à partir de 9 kg de glucose ? 5) Par l’action d’acide chlorhydrique, il est possible d’enlever de l’oxyde de fer (III) se formant sur des tôles en acier selon l’équation chimique : Fe2O3(s) + HCl (aq) → FeCl3 (aq) + H2O (l) Quelle masse d’oxyde de fer(III) peut-on enlever avec un litre de solution d’acide chlorhydrique 1M ? SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 38 6) Pour cuisiner, des campeurs utilisent du gaz butane C 4H10. L’énergie calorifique provient de la réaction de combustion dont l’équation est : 2 C4H10(g) + 13 O2(g) → 8 CO2(g) + 10 H2O(g) + énergie Quel sera le volume de dioxygène nécessaire pour brûler 15 g de butane utilisé pour cuire le repas si on se trouve en CNTP ? Combien de molécules d’eau seront formées ? 7) En cas d’accident de voiture, un airbag se gonfle selon l’équation : 2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g) Sachant qu’il faut 60 L de diazote (CNTP) pour gonfler le ballon, quelle masse de nitrure de sodium, le constructeur doit-il prévoir ? Combien de molécules de NaN3(s) seront formées ? 8) Le chameau est capable de produire de l’eau à partir de tristéarine C57H110O6, graisse stockée dans ses bosses. 2 C57H110O6(s) + 163 O2(g) → 114 CO2(g) + 110 H2O(l) Quel est le volume d’eau produit par l’oxydation de 2 kg de tristéarine ? Quel volume d’air (CNTP) doit inspirer le chameau pour oxyder ces 2 kg de tristéarine ? 9) L’eau oxygénée H2O2, utilisée pour décolorer les cheveux ou comme antiseptique, se décompose lentement en eau liquide et en dioxygène gazeux selon l’équation chimique : 2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) Quelle masse d’eau et de dioxygène obtient-on par la décomposition de 500 ml d’une solution d’eau oxygénée 0,750 mol.L-1 ? 10) Certaines avenues sont bordées d’arbres. En présence de lumière, ces arbres consomment le dioxyde de carbone et l’eau pour former du glucose (réserve énergétique) et du dioxygène. Quel volume de dioxygène un arbre libèrera-t-il lors de la synthèse de 18 grammes de glucose dans des conditions CNTP ? 11) Quelle masse de sulfate de sodium (Na 2SO4) et d’eau obtient-on après réaction de 10 g d’hydroxyde de sodium avec 24,5 g d’acide sulfurique ? H2SO4(l) + NaOH(s) → Na2SO4 (aq) + H2O(l) SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 39 12) Quel volume d’acide chlorhydrique gazeux, dans des conditions CNTP, est produit par la réaction de 10 litres de dihydrogène gazeux avec 5 litres de dichlore gazeux ? 13) Quel volume de dihydrogène recueilli dans les conditions CNTP et quelle masse de chlorure de magnésium sont produits lorsqu’un ruban de magnésium de 1 g est mis en contact avec 250 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 0,5 mol.L-1 ? En supposant que le volume de solution ne varie pas lors de la réaction, quelle est la concentration molaire en acide chlorhydrique résiduel ? SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 40  Exercices supplémentaires 1. Nomenclature 2. Formule moléculaire : 1) Hémipentoxyde d’iode 2) Sulfure d’hydrogène 3) Sesquioxyde d’azote 4) Hémipentoxyde de brome 5) Sulfate d’hydrogène 6) Sulfure de fer (III) 7) Nitrate d’hydrogène 8) Iodure d’hydrogène 9) Dioxyde de soufre 10) Phosphite d’hydrogène 11) Hydroxyde d’étain (IV) 12) Acide sulfurique 13) Monoxyde d’azote 14) Oxyde de plomb (II) 15) Sulfure de plomb (IV) 16) Sulfate de sodium 17) Hydroxyde de lithium 18) Carbonate de plomb (II) 19) Sulfite d’argent (I) 20) Chlorure de chrome (III) SFX deux, 4e (2023-2024) Sciences générales. Chimie, UAA3 : « La réaction chimique : approche quantitative » 41