DEAKIN-notes de classe Les réactions chimiques

Les réactions chimiquesDEAKIN-notes de classe

Qu’allons-nous apprendre (RAS) ?A. Révision de 3 concepts de chimie XSCI20FB. Les masses formulaires et le pourcentage de composition C. La moleD. La masse atomique moyenne et les isotopesE. La résolution des problèmes de molesF. Les formules empiriques et moléculaires, incluant les hydrates

G. La classification des réactions chimiquesH. La stœchiométrie

I. Introduction aux réactifs limitants

Les réactions chimiques

Le tableau périodique-organisationgroupes 1 nonmétaux 18

périodes 1 H 2 métaux 13 14 15 16 17 He

2 Li Be B C N O F Ne

3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar

4 K Ca Ti Cr Fe Ni Cu Zn Ge As

5 Ag Sb Te

6 Au Hg Pb Po

7

Métaux alcalins

Métaux alcalino-terreux

Métaux de transition

Métalloïdes

Pnictogènes

Chalcogènes

Halogènes

Gaz nobles, rares ou inertes

La structure atomique Les particules subatomiques

Proton-particule subatomique dans le noyau d’un atome avec une charge de +1.

Neutron-particule subatomique dans le noyau d’un atome avec aucune charge (charge neutre).

Électron-particule subatomique retrouvée dans les couches autour du noyau avec une charge de -1. La dernière couche est nommée la couche de valence.

*Il est sous-entendu que tous les atomes ont une charge neutre, qui veut dire que le nombre de protons et électrons est équilibré pour être égal à zéro.

Masse atomique et nombre atomique

Masse atomique (MA) Al13 Nombre atomique (NA)

La somme du nombre de protons et neutrons dans le noyau de

l’atome. La masse est arrondie. 26,98

Le nombre de protons dans le noyau de l’atome. Toujours le plus petit nombre

entre MA et NA.

aluminium

Le bilan des particules subatomiques

Masse atomique =

13 Al 2226,98

Charge + No de protons =

Numéro atomique = Charge + No d’électrons =

No de neutrons = charge totale =

Les ions

Les atomes qui n’ont pas une couche de valence complète cherchent à le compléter soit par gagner soit par perdre des électrons et devenir un ION-un atome chargé. Les ions n’ont pas un nombre égal de protons et électrons donc ne sont pas neutres.

Un atome qui a perdu un électron a une charge positive et il est appelé un CA+ION.

Un atome qui gagne un électron a une charge négative et est appelé un ANION.

Vidéo Tout savoir sur les ions au lien https://www.youtube.com/watch?v=DuuIyS7cup8 (2:10)

https://www.youtube.com/watch?v=DuuIyS7cup8

Prédire les charges des anions et les ca+ions

PERTE d’électrons = CA+ION CHARGE POSITIVE

GAIN d’électrons = ANION CHARGE NÉGATIVE

e-

e-

voler un électron est négatif! donner un électron est positif!

Les composés ioniques et covalentsLes composés sont formés pour atteindre une couche de valence saturée qui a moins d’énergie qu’avait l’atome dans

son état précédent. Un composé est un espèce chimique avec de différentes propriétés physiques et chimiques qui est

formé par la combinaison de deux ou plusieurs éléments à partir d’une réaction chimique. Nous allons apprendre à

propos de deux types de composés : les composés ioniques et covalents.

Les composés ioniques Les composés covalents ou moléculaires

● Sont formés à partir d’un transfert d’électrons.● Sont composé d’un cation métallique et un anion

non-métallique.● L’attraction entre des ions à charges opposées

crée une liaison ionique.● Ont leur propre système de nomenclature basé

sur les noms des ions.● Ont des propriétés physiques et chimiques

différents que les composés covalents.

● Les électrons sont partagés entre deux ou plus d’atomes.

● Sont composés de deux différentes non-métaux● Les paires d’électrons sont unis par une liaison

covalente.● Ont leur propre système de nomenclature basé

sur les préfixes grecs de un à dix.● Ont des propriétés physiques et chimiques qui

sont différents que les composés ioniques.

Composés ioniques ou covalents ?Complétez le tableau.

Ionique ou covalent ? Formule chimiqueou nom du composé

Formule chimiqueou nom du composé Ionique ou covalent ?

Dioxyde de carbone CaCO3

NiF3 Bromure de calcium

N2 C12H22O11

Carbonate de lithium Fe(NO3)3

Tétrahydrure de diazote Iodure de potassium

La nomenclature des composés ioniques binairesNomenclature veut dire comment nommer les composés. Utilisez le système de l’UICPA suivant pour

nommer les composés ioniques. L’acronyme UICPA veut dire l’Union Internationale de la Chimie Pure et

Appliquée.

Répondez au questions no 2 et no3 de FR 5-15 p.236 et no1 de 5-16 p. 237

Partie I + Partie II

nom de l’anion non-métallique + suffixe «ure» de nom du cation métallique

nitrure de potassium

No Mn Cl At U Re

La notation StockPlusieurs composés contiennent une ca+ion métallique avec deux charges possibles. Comment savoir

lequel est la bonne ? Utilisez le système stock avec un numéro romain.

Complétez le tableau ci-dessous

Les formules des composés ioniques sont toujours réduit au plus petit rapport. Ex. 2:4 est réduit à 1:2.

Répondez au questions no 7, no9, no10 de FR 5-14 p.235 et no3 de FR-16 p.237, et no3, no4 de 5-17 p. 238

Nom Formule chimique Nom Formule Chimique

Chlorure de fer ____________ ________________ Ag3N

________________ PbO2 ________________ CuS

________________ PbO Sulfure de cuivre (II) __________

Les ions polyatomiques

Sont des ions constitués de deux ou de plusieurs atomes non

métalliques unis par des liaisons covalentes.

La charge d’un ion polyatomique représente la charge de la

combinaison de tous les atomes !

Les composés ioniques polyatomiquesSont composé d’une cation métallique et d’un ion polyatomique. Le système Stock peut s’appliquer, le cas

échéant. S’il y a plus qu’un ion polyatomique, utilisez les parenthèses suivi par un indice. Un seule ion n’a

pas besoin de parenthèses.

Nom Formule chimique Nom Formule chimique

Hydroxyde de sodium CaCO3

LiClO3 Chlorure d’ammonium

Hydroxyde de fer (II) Sulfate de potassium

Phosphate de cuivre (II) Al2(SO4)3

Les indices et les exposants (révision)Les indices représentent le numéro d’atomes ou d’ions dans un composé.

Exemple1 : CoCl3

représente 4 ions dans le composé.

Par contre, les exposants indiquent la charge d’un ion: autrement dit, l’équilibre entre le numéro de

protons et d’électrons. Les exposants ne sont jamais visibles dans les formules chimiques des composés,

parce que les composés ont toujours une charge neutre.

Exemple2 : Co3+et CO3

2-

Exemple3 : NO3

et NO3

-

O2- vs O2

exposant

indice

XCHEM30S/A : Les réactions chimiques Nommer et écrire les formules chimiques pour des composés ioniques

Tableau 1. Tableau des ions associés aux cartes de jeux

CATION ANION CATION ANION

A Li+ A ♥️ F– A NH4+ A ♦️ NO3

–

2 Be2+ 2 ♥️ O2– 2 Cu2+ 2 ♦️ CO32–

3 Au3+ 3 ♥️ N3– 3 Fe3+ 3 ♦️ PO43–

4 Na+ 4 ♥️ Cl– 4 Pb4+ 4 ♦️ OH–

5 Ca2+ 5 ♥️ S2– 5 Ag+ 5 ♦️ SO42–

6 Al3+ 6 ♥️ P3– 6 Pb2+ 6 ♦️ ClO–

7 K+ 7 ♥️ Br– 7 Co3+ 7 ♦️ SO32–

8 Mg2+ 8 ♥️ Se2– 8 Cu+ 8 ♦️ NO2–

Directives Règles suivant le protocol de COVID19 :

1. Chaque élève génère individuellement les paires d’ions à partir du site web https://www.random.org/playing-cards. Règles normales :

2. En groupes de 3 à 4, choisissez un paquet de 32 cartes pour représenter les ions dans le tableau ci-haut.

3. Séparez les cartes dans 4 piles de leurs suites respectives de trèfle , carreau , cœur

et pique . Brassez chaque pile. 4. Complétez chacun des quatre tableaux en sélectionnant 6 cartes de chaque suite indiquée.

Nommez chaque composé en suivant les règles de nomenclature de l’UICPA. Tableau 1.

Cation Anion Formule Chimique Nom

1.

2.

3.

4.

5.

6.

https://www.random.org/playing-cards

XCHEM30S/A : Les réactions chimiques Nommer et écrire les formules chimiques pour des composés ioniques

Tableau 2. Feuille de réponses


1.

2.

3.

4.

5.

6.

Tableau 3.


1.

2.

3.

4.

5.

6.

Tableau 4.


1.

2.

3.

4.

5.

6.

Nomenclature des composés covalents

1. mono_

2. di_

3. tri_

4. tétra_

5. penta_

6. hexa_

préfixe 2ème élément non-métal + «_ure» de préfixe 1er élément non-métal

Les 7 composés covalents diatomiques

O2

H2

F2

Br2

I2

N2

Cl2

XCHEM30S/A : Les réactions chimiques

source : Vouriot (2018). Unité 3 : La stœchiométrie [carnet de travail].

Nomenclature des composés ioniques et covalents no1

Nommez les composés suivants. Ils peuvent être ioniques ou covalents!

1. LiOH

2. PBr3

3. Ag2SO4

4. (NH4)2S

5. CaCO3

6. CF4

7. Fe(NO3)3

8. P2S3

9. AlPO3

10. Mg(OH)2

Écrivez les formules pour les composés suivants. Ils peuvent être ioniques ou covalents!

11. oxyde de potassium

12. tribromure de phosphore

13. hydroxyde de cobalt(III)

14. sulfure de diazote

15. monoxyde de carbone

16. tétrahydrure de dibore

17. pentabromure de phosphore

18. dichlorure de soufre

19. carbonate de plomb(IV)

20. acétate d’aluminium

XCHEM30S/A : Les réactions chimiques

source : Vouriot (2018). Unité 3 : La stœchiométrie [carnet de travail].

Nomenclature des composés ioniques et covalents no2

Nommez les composés ioniques et covalents suivants.

1. NaF

2. NF3

3. Li2O

4. Al2S3

5. Cu2SO4

6. SiH4

7. K2CrO4

8. P2O5

9. CH4

10. Ti(ClO2)4

Écrivez les formules pour les composés ioniques et covalents suivants.

11. chlorure de lithium

12. trichlorure d’azote

13. oxyde de zinc

14. trioxyde de diazote

15. ammoniac

16. dihydrure de dibore

17. phosphure de strontium

18. difluorure d’oxygène

19. nitrite de cuivre(II)

20. carbonate d’aluminium

Les isotopesEst-il possible d’avoir 12.011 d’un électron, proton ou d’un neutron?

Non. Les particules subatomiques sont indivisibles et ne peut pas exister autre que dans les unités complètes.

Alors, pourquoi les masses atomiques sont-elles représentées par les nombres décimaux?

Parce que les masses atomiques sont calculées à partir de la moyenne pondérée («weighted average») de tous les isotopes pour un élément.

La masse formulaire et les hydratesIl est souvent utile de mesurer et prédire les montants en chimie. Pour faire ceci il est nécessaire

de calculer la masse molaire d’une formule, aussi connu sous le nom de la masse formulaire d’un

composé. Utilisez votre tableau périodique et calculez la masse formulaire en uma pour les

composés suivants:

H H2

H2

O NaCH3

COO NaCH3

COO·H2

O Fe(NO3

)3

Fe(NO3

)3

·9H2

O

Hydrate : un composé formé par l’union d’eau et une autre substance qui est généralement

neutre.

Pourcentage de compositionSouvent il est utile de savoir la proportion d’une partie d’un composé, soit parce qu’elle est l’ingrédient actif soit pour une autre raison. Pour savoir ces informations il est nécessaire de calculer le pourcentage de composition par masse. Calculez le pourcentage de composition des composés à partir de leurs masses formulaires.Calculez le pourcentage de composition

1. de plomb dans une échantillon de Pb(NO3

)2

.

2. d’eau dans la formule nitrate de fer(III) nonahydraté.

3. d’eau dans une échantillon de 100,0 g de chlorure de cobalt(II) hexahydraté.

Combien d’argent payez-vous pour de l’eau dans une échantillon de 100g? https://www.fishersci.fr/fr/fr/catalog/search/products?keyword=Chlorure+de+cobaltII+hexahydraté+98+à+102%C2%A0%25+réactif+ACS+ACROS+Organics

https://www.fishersci.fr/fr/fr/catalog/search/products?keyword=Chlorure+de+cobaltII+hexahydrat%C3%A9+98+%C3%A0+102%C2%A0%25+r%C3%A9actif+ACS+ACROS+Organics

https://www.fishersci.fr/fr/fr/catalog/search/products?keyword=Chlorure+de+cobaltII+hexahydrat%C3%A9+98+%C3%A0+102%C2%A0%25+r%C3%A9actif+ACS+ACROS+Organics

La mole (mol ou n)Qu’est-ce qu’un uma ? La masse exacte de 1/12 de la masse d’un atome de 12C. Mais cette définition est inutile pour nous!

Plus précisément, 1 uma = 1,660 538 921 x 10-27 kg → converti en grammes

Pourquoi n’est-il pas pratique d’utiliser les uma pour mesurer les masses des produits chimiques ?

Parce que 1 uma est trop petit pour mesurer avec une balance électronique et pour manipuler !

Comment peut-on mesurer le montant d’atomes en grammes dans un échantillon mais sur un échelle qui est pratique ?

Par quel facteur devrait-on multipliez 1 uma pour arriver à un gramme ?

1,660 538 921 x 10-24 g X = 1 g (trouvez la valeur de X)

X = 6.02 x 1023 Ce nombre représente 1 mole et est appelé le nombre d’Avogadro, symbole NA !

Les calculs de moles ridicules 1. Combien de fois plus grand est une mole de km comparé à la distance entre la Terre et la galaxie d’Andromède (2.5 million

d’années lumière ou 2,37 x 1019 km) ?2. Le produit national brut (PNB) («gross domestic product» ou GDP en anglais) de tous les pays du monde est estimé à 92 x

1012 $ (92 billion en français, trillion en anglais) pour l’année 2020. PNB est la valeur de tous les biens et services créés dans un pays dans un an et est une mesure de sa richesse. Combien de fois plus gros que le PNB mondial est une mole de PNB ?

3. La monnaie royale canadienne à Winnipeg a produit 52 x 109 (52 milliards) de pièces de monnaie entre 1985 et 2005. Combien d’années faudra-t-il pour produire une mole de monnaie ?

4. Combien de fois plus grand est un googol 1,0 x 10100 qu’une mole ?5. Il est estimé qu’il y a 1 x 1015 (1 billiard) de fourmis sur la terre. Combien de fois plus de fourmis aurait t-il avec une mole

de fourmis sur la terre ?6. Il est estimé qu’il y a 1 x 1015 (1 billiard) de fourmis sur la terre. Combien de dollars devrait chaque fourmi dépenser pour

dépenser une mole de dollars en total ? 7. Combien de fois plus de cellules est une mole de cellules comparé à les 3.72 x 1012 cellules qui composent le corps

humain ?8. Combien de fois plus de pièces de papier hygiénique est une mole de pièces s’il y a 1000 pièces par rouleau et la

production mondiale de papier hygiénique est de 84 millions de rouleaux ?9. Combien d’années te faudrait-il pour dépenser entièrement une somme de 6,02 x 1023$ à raison de 1$/s? Suppose que

chaque année compte 365 jours.

Les masses atomiques et les masses molairesH : 1,008 amu/atome x 1.66054 x 10-24 g/amu x 6,02 x 1023 atomes/mol = 1,008 g/mol

O : 15,999 amu/atome x 1.66054 x 10-24 g/amu x 6,02 x 1023 atomes/mol = 15,999 g/mol

C : 12,011 amu/atome x 1.66054 x 10-24 g/amu x 6,02 x 1023 atomes/mol = 12,011 g/mol

Alors, l’ampleur des masses atomiques ne change pas, mais les unités ont changés.

Conclusion : à partir de maintenant, la masse atomique est appelée la masse molaire et tous les masses molaires lisent en unités de grammes par mole !

XCHEM30S/A : Les réactions chimiques Défi : Les calculs de mole

Directives : Pour chaque défi lisez les directives, discutez et décidez sur un plan, ensuite exécutez le plan. lisez→planifiez→exécutez.

Défi #1 (niveau no1) : Calculez le nombre d’atomes de cuivre dans une pièce canadienne d’un cent.

Produits chimiques et équipement

• Pièce de monnaie canadienne d’un cent

• Fiche de données sur la composition des pièces de monnaie canadienne

Défi #2 (niveau no2) : Calculez le nombre de molécules d’éthanol, formule C2H5OH, dans un échantillon de 1,0 mL.


• Balance électronique (au dixième près est suffisante)

• Cylindre gradué

• Compte-gouttes

• Éthanol • Papier essuie-tout

Nettoyage : Versez l’éthanol dans la bouteille, séchez tout l’équipement et remettez tout dans le sac.

Défi #3 (niveau no2) : Calculez le nombre de molécules de glycérol, formule C3H8O3, dans un échantillon de 1,0 mL.


• Balance électronique (au dixième près est suffisante)

• Cylindre gradué

• Compte-gouttes

• Glycérol • Papier essuie-tout

Nettoyage : Versez le glycérol dans la bouteille, séchez tout et remettez tout dans le sac.

Défi #4 (niveau no1) : Calculez le nombre d’atomes de sodium dans un paquet de sauce soja.


• Paquet de sauce soja avec le tableau de la valeur nutritive

Défi #5 (niveau no1) : Calculez le nombre d’atomes de nickel dans une pièce canadienne de 25 cents.


• Pièce de monnaie canadienne de 25 cents

• Fiche de données sur la composition des pièces de monnaie canadienne

Défi #6 (niveau no3) : Calculez le nombre de molécules d’eau dans une bille de gelée.


• Balance électronique (au centième de près est nécessaire)

• Papier essuie-tout

• Éprouvette avec 6-10 billes de gelée dans l’eau

• Éprouvette avec 6-10 billes de gelée sèche

• 2 tasses en plastique (1 pour les billes humides et 1 pour les billes sèches)

https://www.mint.ca/store/mint/about-the-mint/1-cent-5300004?lang=fr_CA




XCHEM30S/A : Les réactions chimiques Défi : Les calculs de mole

Nettoyage : Remettez les billes de gelée dans leurs éprouvettes appropriés, séchez bien tout l’équipement et le remettre à son emplacement approprié.

Défi #7 (niveau no2) : Calculez le nombre de molécules d’eau dans 1,0 mL d’insta-neige.


• Balance électronique (au centième près est nécessaire)

• Cylindres gradués de 25 mL et 10 mL

• Éprouvette avec la neige sèche

• Éprouvette avec la neige humide

• 2 tasses en plastique (1 pour la neige humide et 1 pour la neige sèche)

• 2spatules creuses pour la neige humide et la neige sèche

Nettoyage : Remettez la neige dans leurs éprouvettes appropriées, bien sécher tout l’équipement et le remettre à son emplacement approprié.

Défi #8 (niveau no2) : Calculez le nombre d’atomes de sodium dans une barre de « fruit to go » SunRype. Notez que 1000 mg = 1 g.

Équipement

• Barre de « fruit to go » SunRype avec le tableau de la valeur nutritive

Défi #9 (niveau no2) : Calculez le nombre d’atomes de calcium et de fer dans 50 g de filets d’anchois du Club des millionnaires. Notez que 1000 mg = 1 g.

Équipement

• Boîte de filets d’anchois avec le tableau de la valeur nutritive

• Fiche des valeurs quotidiennes (VQ) des éléments nutritifs

https://www.canada.ca/fr/sante-canada/services/comprendre-etiquetage-aliments/pourcentage-valeur-quotidienne.html

https://www.canada.ca/fr/sante-canada/services/comprendre-etiquetage-aliments/pourcentage-valeur-quotidienne.html

CHIMIE30S/A : Les réactions chimiques QUIZ DE PRATIQUE : Introduction à la mole

Une note complète ne sera pas obtenue au moins qu’une réponse logique et correcte soit écrite, avec les unités correctes, le cas échéant. 1. Nommez Fe2(SO4)3. (1)

2. Écrivez la formule chimique pour le nitrure d’aluminium. (1)

3. Calculez la masse molaire en grammes par mole de Ca(OH)2. (1)

4. Calculez le nombre de moles de Ca(OH)2 dans un échantillon de 7,4096 grammes. (2 marks)

5. Quelle est la masse en grammes de 0,02 mole de fluorure de sodium? (2)

6. Calculez le nombre de moles d’eau dans un échantillon de 3,01 x 1021 molécules? (2)

7. Quelle est la masse de 2,007 x 1029 particules de dioxyde de silicium, formule SiO2? (3)

/12

empirique covalent

La formule empirique et la formule covalente

Les formules empiriques décrivent tous les composés ioniques, mais seulement certains

composés covalents. Le rapport de tous les atomes dans les formules empiriques sont toujours

écrits sous forme réduite. Placez chaque formule dans la bonne place dans le diagramme de Venn.

NaClH

2O

2

C6

H12

O6

Pb(NO3

)2

H2

OCO

2

K2

Cr2

O7

N2

H4

Les composés ioniques s’organisent sous formes de réseaux cristallins d’extension indéterminée. Parce qu’il y

a tant d’ions, une formule empirique est utilisée pour indiquer le rapport entre les cations et les anions. Par

exemple, NaCl a un rapport de 1 : 1 et Pb(NO3

)2

a un rapport de 1 : 2. Par contre, un molécule est un

assemblage d’au moins deux atomes maintenus ensemble dans un arrangement déterminé. (Chang & Goldsby, 2014,

pp. 57, 59)

Les composés ioniques et covalents

NaCl

C6

H12

O6

Pb(NO3

)2H

2O

N2

H4

Calculer les formules empiriquesL’analyse centésimale de l’acide ascorbique (vitamine C) donne 40,92% de carbone, 4,58% d’hydrogène et 54,50% d’oxygène. Déterminez sa formule empirique, (Chang & Goldsby, 2014, p. 101).

Déterminez la formule empirique d’un composé selon la composition centésimale suivante: K, 24,75 % ; Mn, 34,77 % ; O, 40,51 %.

C3

H4

O3

, KMnO4

La formule empirique d’un composé hydratéUn échantillon de 2,465 g de sulfate de magnésium hydraté est réchauffé à sec. La masse du sel anhydre est 1,204 g. Calculez la masse d’eau évaporée et la formule du composé ionique hydraté.

Masse d’eau évaporée:

Masses formulaires de MgSO4

et H2

O:

Moles de MgSO4

et H2

O:

Rapport de moles H2

O aux moles de MgSO4

MgSO4

·7H2

O

Chimie 30S & Avancée : Simulation interactive—La formule empirique d’un composé hydraté

| Institut collégial Vincent Massey Collegiate - 975 Dowker Avenue, Winnipeg, MB, Canada | http://mrdeakin.pbworks.com |

Objectif

Déterminer la formule d’un composé ionique hydraté de sulfate de cuivre(II).

Directives

1. Téléchargez l'animation « Determination of the Formula of a Hydrate » à partir de l’adresse localisateur ressources uniforme, LRU,

suivante : http://introchem.chem.okstate.edu/DCICLA/Empirical.html. L'écran d’accueil suivant apparaîtra.

Figure 1. Écran d'accueil de la simulation interactive « Determination of the Formula of a Hydrate »

2. Cliquez sur la touche pour démarrer. Vous devriez voir une image de

l’équipement et les directives ci-dessous.

Figure 2. Équipement et directives

3. Notez la masse initiale du composé hydraté dans le Tableau 1, ensuite réchauffez l’échantillon en cliquant sur l’icône jusqu’à ce que

le composé soit déshydraté et une masse finale apparaisse. Notez vos observations dans le Tableau 1.

http://mrdeakin.pbworks.com/

http://introchem.chem.okstate.edu/DCICLA/Empirical.html

Chimie 30S & Avancée : Simulation interactive—La formule empirique d’un composé hydraté

| Institut collégial Vincent Massey Collegiate - 975 Dowker Avenue, Winnipeg, MB, Canada | http://mrdeakin.pbworks.com |

Tableau 1. Tableau de masses

Calculs

1. Calculez le pourcentage de composition d’eau dans votre échantillon.

2. Calculez le nombre de moles d’eau.

3. Calculez le nombre de moles de sulfate de cuivre(II) anhydre.

4. Divisez le nombre de moles d’eau par les moles de sulfate de cuivre(II) anhydre pour déterminer le rapport molaire, donc le nombre de molécules d’eau dans la formule chimique.

5. Écrivez la formule complète de sulfate de cuivre(II) hydraté en marquant le nombre de molécules d’eau dans la formule ci-dessous.

CuSO4·__H2O

6. Pourquoi la formule du composé reste la même peu importe la masse d’un échantillon de sulfate de cuivre(II)?

Masse finale : g

Masse initiale : g

Masse d’eau : g

http://mrdeakin.pbworks.com/

Chimie 30S et avancée: Les réactions chimiques Détermination de la formule empirique d’un composé hydraté

OBJECTIFS 1. Déterminer le pourcentage de composition d’eau dans un échantillon de sulfate de cuivre(II)

hydraté.

2. Calculer la formule chimique de l’hydrate à partir de la pente d’un graphique des moles

d’eau versus les moles de sulfate de cuivre(II) anhydre.

3. Expliquer comment les résultats appuient la loi des proportions définies de Proust : « les

éléments qui forment un composé chimique sont toujours présents dans un même rapport

massique ».

SÉCURITÉ • Portez les lunettes de sécurité sur vos yeux

• Gardez une distance sécuritaire de l’hydrate lorsque vous le chauffez

• Rincez les zones touchées par le sulfate de cuivre(II) avec de grandes quantités d’eau du

robinet

• Appliquez les précautions d’incendie appropriées pour l’usage d’un brûleur

• Nettoyez tous les déversements immédiatement

• Lavez-vous les mains après avoir effectué le laboratoire

SCHÉMA DE L’ÉQUIPEMENT

1. Lunettes de sécurité

2. Statif

3. Brûleur

4. Anneau de fer

5. Toile métallique

6. Creuset

7. Pince à creuset

8. Briquet

APPLICATION DU LABORATOIRE


MESURES DE MASSES

1. Masse du creuset sec et propre _ _,_ _ g 2. Masse d’hydrate bleu _ _,_ _ g 3. Masse du composé anhydre (séché) et creuset refroidi _ _,_ _ g 4. Masse du composé anhydre (séché) _ _,_ _ g 5. Masse d’eau évaporée _ _,_ _ g

OBSERVATIONS Propriétés physiques à noter telles qu’un changement de couleur, perte de masse d’hydrate ou

autres modifications de la procédure qui peuvent affecter vos conclusions.

CALCULS Vos calculs doivent suivre une séquence mathématique logique et correcte qui démontre toutes

les étapes, incluant les unités. Vérifiez vos calculs en vous référant à la feuille des résultats

disponible de votre professeur.

1. Pourcentage de composition d’eau.

2. Nombres de moles d’eau.

3. Nombre de moles de sulfate de cuivre(II)

anhydre (séché).

4. Rapport entre les moles d’eau et les

moles de sulfate de cuivre(II) anhydre

(séché).

5. Pourcentage d’erreur de composition d’eau moyenne à partir de la feuille des résultats.

Utilisez la formule (%𝐻2𝑂𝑚𝑜𝑦𝑒𝑛𝑛𝑒−%𝐻2𝑂𝑡ℎé𝑜𝑟𝑖𝑞𝑢𝑒)

%𝐻2𝑂𝑡ℎé𝑜𝑟𝑖𝑞𝑢𝑒𝑥100%.

GRAPHIQUE 1. Sur la feuille de papier quadrillé fournie, construisez un graphique de la fonction de moles

d’eau (l’axe des y) par rapport aux moles de CuSO4 anhydre (l’axe des x) à partir de la

feuille de données fournie par l’instructeur.

2. Avec une règle, tracez une ligne de tendance qui touche le point (0,0), ensuite calculez la

pente de votre ligne. Effectuez des calculs complets sur votre graphique, y compris des

unités.


Rapport entre les moles d’eau et les moles de sulfate de cuivre(II) anhydre illustrant la loi des proportions définies

CONCLUSION Résumez les résultats de l’expérience en répondant aux 3 objectifs. Utilisez la rubrique

d’évaluation comme ligne directrice pour créer votre conclusion.

Remettez ce livret de laboratoire complété, incluant votre graphique et une conclusion en vos

propre mots sur une page additionnelle. Ne dépassez pas 250 mots (dactylographié à double

interligne) dans votre conclusion.


Nom : No de groupe : Période :

Rubrique d’évaluation : Rapport de laboratoire (9 points)

Critères Débutant En développement À niveau

Schéma, données et

observations

Le rapport est incomplet

(0) ou contient moins de

2 des critères du niveau

le plus élevé (1)

Le rapport est incomplet soit

dans le schéma, les mesures de

masses, ou les observations (2)

Un schéma complet, toutes les

mesures de masses, et une ou

plusieurs observations pertinentes sont

présents (3)

Calculs

Aucun calcul soumis (0)

ou les calculs

contiennent plus que 3

erreurs dans soit les

réponses, la séquence

ou les unités (1)

Les calculs contiennent entre 2

et 3 erreurs dans soit les

réponses, la séquence ou les

unités (2)

Réponses correctes aux 5 calculs,

chacune suivant une séquence

mathématique correcte, montrant

toutes les unités (3)

Graphique,

incluant la pente

Le graphique est

manquant (0) ou moins

de 4 critères de niveau

expert sont présents (1)

Le graphique contient au moins

4 des six critères du niveau le

plus haut (2)

Le graphique contient des axes

étiquetés, y compris des unités, une

échelle appropriée sur les deux axes,

des coordonnées correctement tracées,

une ligne de tendance qui touche le

nombre maximum de points, incluant

le point (0, 0) et une pente

correctement calculée qui démontre

une séquence mathématique logique.

(3)

Rubrique d’évaluation : Conclusion (7 points)

Critères Débutant En développement À niveau

La conclusion est

originale

(aucun autre critère

n’est évalué s’il ne

l’est pas)

Certains aspects de la

conclusion sont les

mêmes que ceux d’un

autre élève ou que la

conclusion entière est la

même que celle d’un

autre élève

Ce niveau ne s’applique pas à

ces critères d’évaluation

La conclusion est écrite dans les

propres mots de l’élève

Objectifs résumés Aucun objectif n’est

résumé (0)

Tous les objectifs ne sont pas

résumés, ou les objectifs sont

simplement recopiés en utilisant

le même libellé que l’objectif

indiqué ou la conclusion dépasse

250 mots dactylographié (1)

Chaque objectif est résumé dans les

propres mots de l’élève dans un

maximum de 250 mots dactylographié

(2)

Chaque objectif est

répondu en faisant

référence aux

résultats

Aucune conclusion

présente (0) ou

conclusion ne manque

plus de 3 des critères du

niveau le plus haut (1)

La conclusion contient tous les

critères du niveau le plus haut

sauf 2 ou 3 (2)

Les 3 objectifs sont répondus

correctement et de façon concise en

format paragraphe en référant les

résultats des calculs, le graphique et la

pente, y compris les unités appropriés

et le pourcentage d’erreur (3)

Les écarts entre les

résultats

expérimentaux et

les résultats

attendus sont

expliqués

Aucune explication de

la différence entre les

résultats attendus et

expérimentaux ou

l’amélioration apportées

à la conception du

laboratoire (0)

La conclusion contient une

explication de la différence entre

les résultats attendus et

expérimentaux ou un énoncé

d’explication quant aux

améliorations apportées à la

conception du laboratoire qui ne

donneraient pas de meilleurs

résultats (1)

La conclusion contient une explication

de la différence entre les résultats

attendus et expérimentaux ou une

déclaration d’explication quant aux


conception du laboratoire qui

démontre une auto-réflexion du

processus de laboratoire et/ou une

compréhension plus approfondie du

concept examiné (2)

/16

calcul 1. calcul 2. calcul 3. calcul 4.

no de masse masse masse pourcentage moles moles rapport de moles

groupe d'hydrate CuSO4 H2O H2O H2O d'anhydre H2O : CuSO4

(g) (g) (g) l'axe y l'axe x

1 0.25 0.18 0.07 28.0% 3.9E-03 1.1E-03 3.4

2 0.35 0.23 0.12 34.3% 6.7E-03 1.4E-03 4.6

3 0.44 0.30 0.14 31.8% 7.8E-03 1.9E-03 4.1

4 0.55 0.36 0.19 34.5% 1.1E-02 2.3E-03 4.7

5 0.62 0.40 0.22 35.5% 1.2E-02 2.5E-03 4.9

6 0.65 0.40 0.25 38.5% 1.4E-02 2.5E-03 5.5

7 0.75 0.47 0.28 37.3% 1.6E-02 2.9E-03 5.3

8 0.80 0.54 0.26 32.5% 1.4E-02 3.4E-03 4.3

34.05% MOYENNE 4.6



groupe d'hydrate CuSO4 H2O H2O H2O CuSO4 H2O : CuSO4


1 0.25 0.18 0.07 28.0% 3.9E-03 1.1E-03 3.4

2 0.35 0.23 0.12 34.3% 6.7E-03 1.4E-03 4.6

3 0.44 0.30 0.14 31.8% 7.8E-03 1.9E-03 4.1

4 0.55 0.36 0.19 34.5% 1.1E-02 2.3E-03 4.7

5 0.62 0.40 0.22 35.5% 1.2E-02 2.5E-03 4.9

6 0.65 0.40 0.25 38.5% 1.4E-02 2.5E-03 5.5

7 0.75 0.47 0.28 37.3% 1.6E-02 2.9E-03 5.3

8 0.80 0.54 0.26 32.5% 1.4E-02 3.4E-03 4.3

34.05% MOYENNE 4.6



groupe d'hydrate CuSO4 H2O H2O H2O CuSO4 H2O : CuSO4


1 0.25 0.18 0.07 28.0% 3.9E-03 1.1E-03 3.4

2 0.35 0.23 0.12 34.3% 6.7E-03 1.4E-03 4.6

3 0.44 0.30 0.14 31.8% 7.8E-03 1.9E-03 4.1

4 0.55 0.36 0.19 34.5% 1.1E-02 2.3E-03 4.7

5 0.62 0.40 0.22 35.5% 1.2E-02 2.5E-03 4.9

6 0.65 0.40 0.25 38.5% 1.4E-02 2.5E-03 5.5

7 0.75 0.47 0.28 37.3% 1.6E-02 2.9E-03 5.3

8 0.80 0.54 0.26 32.5% 1.4E-02 3.4E-03 4.3

d'erreur 34.05% MOYENNE 4.6

Données de classe : Calculs de pourcentage d'eau, moles, et la formule empirique de l'hydrate



Calculer les formules moléculairesUne molécule est formée de 1,52 g d’azote et de 3,47 g d’oxygène. Sachant que sa masse molaire se situe entre 90 g·mol-1 et 95 g·mol-1, déterminez sa formule moléculaire et sa masse molaire exacte, (Chang & Goldsby, 2014, p. 103).

Un composé est formé de 6,444 g de bore et de 1,803 g d’hydrogène. La masse molaire du composé est d’environ 30 g. Quelle est sa formule moléculaire?

NO2

, N2

O4

; B2

H6

Les réactions chimiquesRéaction chimique : la rupture et la remise à neuf de liaisons chimiques pour produire une

nouvelle substance à faible énergie ayant des propriétés chimiques et physiques

différentes des matières de départ.

Équation chimique : la représentation d’une réaction chimique. Spécifiquement, un moyen

de montrer les particules impliquées dans le début et la fin d’une réaction chimique.

Les équations chimiques sont une invention humaine pour comprendre les réactions

chimiques.

Les équations chimiques doivent être équilibrées afin de respecter la loi de conservation de

la masse.

Anatomie d’une équation chimique équilibrée

__C(s) + __O2

(g) → __CO2

(g)

Pour équilibrer :

flèche de réaction produitsréactifs indice d’atomeindice de phasecoefficient

indices de phase(s) (l) (aq) (g)

Équilibrer les équations chimiques

Allez plus loin: calculez la masse formulaire des composés ; calculez la somme des masses formulaires des réactifs et des

produits après avoir équilibré l’équation; notez le type de chaque réaction ; écrivez les équations en mots.

A. __Na(s) + __Cl2

(g) → __NaCl(s) E. __CaCl2

(aq) + __Na2

CO3

(aq) → __CaCO3

(s) + __NaCl(aq)

B. __HgO(s) → __Hg(l) + __O2

(g) F. __CH4

(g) + __O2

(g) → __CO2

(g) + __H2

O(g)

C. __Cl2

(aq) + __NaBr(aq) → __NaCl(aq) + __Br2

(aq) G. __C2

H4

(g) + __O2

(g) → __CO2

(g) + __H2

O(g)

D. __Zn(s) + __HCl(aq) → __H2

(g) + __ZnCl2

(aq) H. __KClO3

(s) → __KCl(s) + __O2

(g)

I. __C2

H6

(g) + __O2

(g) → __CO2

(g) + __H2

O(g)

Étapes pour équilibrer les équations chimiquesÉtape 1. Placez un coefficient de un à côté de la formule chimique la plus complexe ou qui a le plus gros

nombre d’atomes. Notez le nombre et l’identité de chaque atome dans le composé.

Étape 2. Écrivez un coefficient à côté de l’autre formule chimique avec le.s même.s atome.s sur l’autre

côté de l’équation pour équilibrer le nombre d’atomes de l’élément.

Étape 3. Répétez étape 2 jusqu’à ce que tous les atomes dans le premier composé sont balancés.

Étape 4. Vérifiez si tous les atomes sont équilibrés. Si non, écrivez un coefficient devant des composés qui

ne sont pas équilibrés.

Étape 5. Vérifiez si tous les coefficients sont simplifiés au plus petit nombre naturel (1, 2, 3, …).

Le balancement des équations physiques au lien http://www.alloprof.qc.ca/BV/Pages/s1072.aspx

http://www.alloprof.qc.ca/BV/Pages/s1072.aspx

Les équations squelettes et de mots

Équation squelette: Résumé d’une réaction chimique à l’aide de symboles : peut être incomplète ou non

balancée.

Équation de mots : résumé d’une réaction chimique en mots qui peuvent être traduits en équation

chimique.

Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Prédire, équilibrer et identifier les types de réactions chimiques

Partie A:

Équilibrer les équations suivantes en utilisant des coefficients qui sont les plus petits nombres entiers, ensuite déterminer le type de réaction, soit synthèse, décomposition, déplacement simple, déplacement double ou combustion.

Équation chimique Type de réaction

1. ___S8 + ___O2 ___SO3 2. ___HgO ___Hg + ___O2 3. ___Na + ___H2O ___NaOH + ___H2 4. ___C10H16 + ___Cl2 ___C + ___HCl 5. ___FeS2 + ___O2 ___Fe2O3 + ___SO2 Non-applicable

6. ___C5H10 + ___O2 ___CO2 + ___H2O 7. ___K + ___Br2 ___KBr 8. ___SiO2 + ___HF ___SiF4 + ___H2O 9. ___KClO3 ___KCl + ___O2 10. ___P4O10 + ___H2O ___H3PO4 11. ___Sb + ___O2 ___Sb4O6 12. ___HClO4 + ___P4O10 ____H3PO4 + ____Cl2O7 Non-applicable

13. ___C2H5OH + ___O2 ___CO2 + ___H2O 14. ___Ca3(PO4)2 + ___SiO2 + ___C ___CaSiO3 + ___P4 + ___CO Non-applicable

®

®

®

®

®

®

®

®

®

®

®

®

®

®

Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Prédire, équilibrer et identifier les types de réactions chimiques

Partie B:

Prédire les produits, le cas échéant, et écrivez l’équation équilibrée pour chaque équation chimique verbaux.

1. Hydroxyde de sodium oxyde de sodium + eau

2. Fer + oxygène oxyde de fer(III)

3. Dioxyde de carbone + eau glucose (formule C6H12O6) + oxygène

4. Sulfure de fer(II) + acide chlorhydrique (formule HCl) chlorure de fer(II) + sulfure d’hydrogène

5. Oxygène + hydrogène (prédire les produits de la réaction de synthèse)

6. Chlore + iodure de sodium chlorure de sodium + iode

7. Nitrate d’aluminium + acide sulfurique (formule H2SO4) sulfate d’aluminium + acide nitrique (formule HNO3)

8. Oxyde d’argent est décomposé en ces éléments

9. Phosphate d’ammonium + hydroxyde de baryum réagissent dans une réaction de déplacement double

10. Hydroxyde de calcium + acide nitrique (formule HNO3)

®

®

®

®

®

®

®

Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Types de réactions et l’équilibrage

PARTIE 1 Équilibrez les équations suivantes et indiquez le type de réaction, soit synthèse, décomposition, déplacement simple, déplacement double ou combustion.

1. ____ NaBr + ____ H3PO4 → ____ Na3PO4 + ____ HBr

2. ____ Ca(OH)2 + ____ Al2(SO4)3 → ____ CaSO4 + ____ Al(OH)3

3. ____ Mg + ____ Fe2O3 → ____ Fe + ____ MgO

4. ____ C2H4 + ____ O2 → ____ CO2 + ____ H2O

5. ____ PbSO4 → ____ PbSO3 + ____ O2

6. ____ NH3 + ____ I2 → ____ N2I6 + ____ H2

7. ____ H2O + ____ SO3 → ____ H2SO4

8. ____ H2SO4 + ____ NH4OH → ____ H2O + ____ (NH4)2SO4

9. _____ CaF2 + _____ Na → _____ NaF + _____ Ca

10. _____ CaCO3 → _____ CaO + _____ CO2

11. _____ HNO3 + _____ NaHCO3 → _____ NaNO3 + _____ H2CO3

12. _____ H2O + _____ O2 → _____ H2O2

13. _____ NaF + _____ CaBr2 → _____ NaBr + _____ CaF2

14. _____ Ag2S → _____ Ag + _____ S8

15. _____ FeBr2 + _____ AgNO3 → _____ Fe(NO3)2 + _____ AgBr

16. _____ HNO3 + _____ Ba(OH)2 → _____ Ba(NO3)2 + _____ H2O

Les 5 types de réactions chimiques

1.2.3.4.5.

Les réactions de synthèse

Un morceau de laine d’acier réagit avec l’oxygène pour produire l’oxyde de fer (III).

Les réactions de décomposition

Le peroxyde d’hydrogène réagit dans la présence d’un catalyseur (dioxyde de manganèse (IV))

pour produire de l’eau et de l’oxygène diatomique.

Les réactions de déplacement simple

Le cuivre solide réagit avec une solution aqueuse de nitrate d’argent pour produire un précipité

d’argent et une solution bleue de nitrate de cuivre (II).

Les réactions de déplacement double

Des solutions aqueuses de nitrate de plomb (II) et iodure de potassium sont combinées pour

produire un précipité d’iodure de plomb (II) et une solution aqueuse de nitrate de potassium.

Les réactions de combustion

L’éthanol brûle en présence d’oxygène pour produire du gaz carbonique et de la vapeur d’eau.

Les moles et les réactions chimiques

Les réactions chimiques balancées se lisent en unités de moles ! Ceci nous permet de comparer les nombres d’atomes exacts car les masses de chaque produit chimique diffèrent et ne peuvent pas être comparés.

2 C(s) + 1 O2

(g) → 2 CO(g)

La stœchiométrieUne méthode de calcul utilisant les moles qui nous permet de prédire les montants de produits et réactifs, soient en grammes, moles, ou litres. Ex. 1: Calculez la masse de dioxyde de carbone produit dans la combustion de 0,802 g de méthane. Suppose que la quantité d’oxygène est suffisante.

1 CH4(g)

+ 2 O2(g)

→ 1 CO2(g)

+ 2 H2

O(l)

Moles de CH4

:

Réactif limitant (substance entièrement utilisée):

Moles de CO2

à partir du rapport entre CH4(g)

et CO2(g)

:

Masse de CO2

:

Votre professeur conduit un DeLorean compact de 1982 avec un moteur convecteur temporel (« flux capacitor ») qui brûle un mélange de carburant de 85% de méthanol, formule CH

3OH (densité 0,792g/mL) et de 15% d’hexane,

formule C6

H14

(densité de 0,655g/mL.) La fréquence de remplissage est 2x/semaine car le véhicule est utilisé pour le voyage dans le temps et doit atteindre une vitesse supérieure à 88 mph pour déstabiliser le continuum spatiotemporel.

Quelle est l’empreinte carbone annuel de la voiture de votre professeur ?

Équation chimique balancée: CH3

OH(g)

+ O2(g)

→ CO2(g)

+ H2

O(g)

Masse de CH3

OH :

Moles de CH3

OH :

Moles de CO2

à partir du rapport entre CH3

OH et CO2

:

Masse de CO2

:

La stœchiométrie : empreinte carbonique Partie 1

Votre professeur conduit un DeLorean compact de 1982 avec un moteur convecteur temporel (« flux capacitor ») qui brûle un mélange de carburant de 85% de méthanol, formule CH

3OH (densité 0,792g/mL) et de 15% d’hexane,

formule C6

H14

(densité de 0,655g/mL.) La fréquence de remplissage est 2x/semaine car le véhicule est utilisé pour le voyage dans le temps et doit atteindre une vitesse supérieure à 88 mph pour déstabiliser le continuum spatiotemporel.

Quelle est l’empreinte carbone annuel de la voiture de votre professeur ?

Équation chimique balancée:

Masse de C6

H14

:

Moles de C6

H14

:

Moles de CO2

à partir du rapport entre C6

H14

: et CO2

:

Masse de CO2

:

La stœchiométrie : empreinte carbonique Partie 2

Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Calculez votre empreinte carbone à l’aide de la stœchiométrie

Question: Quelle quantité de carbone produisez-vous en conduisant? Instructions: Encerclez une option dans chaque colonne qui correspond au type de véhicule, type de carburant, et fréquence de faite de plein (« fill up ») qui correspond à vos habitudes de conduite.

Type de véhicule Taille

du réservoir

Type de carburant Fréquence de remplissage

1. VOITURE SOUS-COMPACTE Chevy Sonic, Kia Rio, Ford Fiesta, Honda Fit, ToyotaPrius

40L

1. Diesel 100% C12H24 (densité 0,832g/mL)

2. Essence ordinaire 87 % C8H18 (densité d’octane 0,703 g/mL) et 13 % C7H16 (densité d’heptane 0,684 g/mL)

3. Essence Premium 90 % C8H18 (densité d’octane 0,703 g/mL) et 10 % C2H5OH (densité d’éthanol 0,789 g/mL)

1. 2x/semaine 2. Hebdomadaire 3. 3x/mois 4. Bihebdomadaire 5. Mensuel

2. VOITURE COMPACTE Honda Civic, Ford Focus, Toyota Corolla, Mazda3, Chevy Cruze

50L

3. VÉHICULE UTILITAIRE SPORT Honda CR-V, Mazda CX-5, Kia Sportage, Toyota RAV4

65L

4. CAMION 100L

Calculs: Complétez chaque étape pour déterminer votre empreinte carbone annuel à partir de la consommation de carburant. Écrivez vos sélections dans le tableau ci-dessous.

Type de véhicule

Taille du réservoir

Type de carburant

Fréquence de remplissage

Étape 1 : Sélectionnez un type de carburant et écrivez la réaction de combustion équilibrée. Étape 2 : Convertissez le volume de carburant en L en grammes en utilisant la densité du carburant. N’oubliez pas de tenir compte du pourcentage de composition.


Étape 3 : Convertissez la masse de carburant en moles. Étape 4 : Utilisez le rapport entre les moles du CO2 au carburant dans l’équation équilibrée pour trouver les moles du CO2 qui sont produits. Étape 5 : Convertissez les moles de CO2 à la masse en kilogrammes. Étape 6 : Si vous utilisez un mélange de carburant, répétez les calculs de 1-5 pour le deuxième type de carburant. Étape 7 : Ajoutez les deux masses finales de CO2 et calculez la masse annuelle de CO2 produite.


Calcul de problème type Votre professeur conduit un DeLorean compact de 1982 avec un moteur convecteur temporel (« flux capacitor ») qui brûle un mélange de carburant de 85% de méthanol, formule CH3OH (densité 0,792g/mL) et de 15% d’hexane, formule C6H14 (densité de 0,655g/mL.) La fréquence de remplissage est 2x/semaine car le véhicule est utilisé pour le voyage dans le temps et doit atteindre une vitesse supérieure à 88 mph pour déstabiliser le continuum spatiotemporel. Quelle est l’empreinte carbone annuel de la voiture de votre professeur ?

Le réactif limitantQuand il y a plusieurs réactifs et vous voulez prédire soit la masse de produits soit la masse des réactifs, il est nécessaire de déterminer le réactif limitant: la substance entièrement utilisée, (Smoot, Smith, et Price, 1990, p.273).

Ex. Déterminez le réactif limitant et les moles d’eau qui sont produits dans la réaction de 0,179 mol d’hydrogène et 0.0446 mol d’oxygène dans un contenant et qu’on y fait jaillir une étincelle, un explosion se produit. La réaction donne de l’eau. Réaction chimique équilibrée :

Réactif limitant :

Moles d’eau à partir du rapport entre le R.L. et H2

O :

La stœchiométrie et les gaz à TPN et TAPNSouvent les gaz sont impliqués dans les réactions, mais il n’est pas pratique de mesurer leurs masses en grammes. Il est plus pratique de mesurer le volume d’un gaz dans les unités de litres. Ceci veut dire qu’il est nécessaire d’avoir un rapport entre le volume d’un gaz et la mole. Spécifiquement, ce rapport est appelé le volume molaire qui a deux valeurs, dépendant des conditions de température et de pression atmosphérique.

TPN : température et pression normales où T=0°C et P=101,3 kPa

1 mole de gaz à TPN occupe un volume de 22,4 L

TAPN : température ambiante et pression normale où T=25°C et P=101,3 kPa

1 mole de gaz à TAPN occupe un volume de 24,5 L

Calculs de volume molaireFaites les conversions suivantes:

1. Convertis 13,4 L de CO2

à TPN à moles.2. Convertis 1,35 moles de CH

4 à TPN à litres.

3. Convertis 0,987 L de CO à TAPN à moles.

Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques

L’analyse gravimétrique et la stœchiométrie

Objectif Déterminez le nombre d’oxydation d’un ion de cuivre dans la réaction entre cuivre et une

solution de nitrate d’argent en employant l’analyse gravimétrique et la stœchiométrie. Produits chimiques • Fil de cuivre de 30 cm enroulé dans

une forme de bobine • 100 mL de solution de nitrate d’argent

de 0,10 M • Acétone pour rincer • Eau distillée pour rincer

Équipement • Bécher de 250 mL • Flacon-laveur avec de

l’eau distillée • Cloche de verre

• Éprouvette de taille

moyenne • Tige agitatrice en verre

Sécurité

1. Les solutions d’acétone et nitrate d’argent sont toxiques. Observez les

précautions appropriées. 2. Le nitrate d’argent tache la peau et les vêtements. 3. Rincez les zones touchées avec de grandes quantités d’eau. 4. Portez des lunettes de sécurité sur vos yeux pour vous protéger.

Procédure Jour 1.

1. Obtenez un morceau de fil de cuivre de 30 cm. Enroulez le fil autour d’une

éprouvette 3 à 4 fois pour faire une bobine. Fixez une extrémité du fil au bord du

bécher et adaptez la majeure partie du fil sous la marque d’étalonnage de 100 mL.

Faites inspecter votre pratique par votre instructeur. 2. Retirez le fil et enregistrez sa masse dans le tableau de données. 3. Marquez un bécher propre et sec de 250 mL avec le numéro de votre groupe et la

période de votre classe. Enregistrez la masse du bécher vide. 4. Mettez vos lunettes de sécurité sur vos yeux et obtenez 100 ml de solution de

nitrate d’argent dans le bécher. Retournez à votre poste. 5. Insérez délicatement le fil de cuivre dans la solution de nitrate d’argent, couvrez-

le avec la cloche de verre tel que demandé par votre professeur et enregistrez vos

observations pendant cinq minutes. 6. Placez soigneusement votre bécher étiqueter et couvert sur le comptoir comme

indiquer par votre professeur. 7. Écrivez les deux équations chimiques équilibrées dans la section des Équations

chimiques équilibrées et complétez les calculs numéros 1 et 2.

Jour 2.

8. Retirez votre bécher couvert et placez-le sur le comptoir à votre poste. Enregistrez

les observations pertinentes dans la section appropriée de votre laboratoire. 9. Retirez la cloche de verre, rincer et le ranger.



10. Retirez délicatement le précipité solide autour du fil de cuivre. Suivez les étapes

décrit par votre professeur. 11. Rincer le fil de cuivre avec de petites quantités d’eau distillée pour enlever tous le

produit solide, puis rincer à l’acétone selon les directives de votre instructeur. Une

tige de remuer en verre est utile pour accomplir cette étape. 12. Attendez que le fil soit complètement sec et enregistrez sa masse dans le tableau

de données fournie. 13. Égouttez le liquide dans un bécher pour les déchets en faisant attention de ne pas

perdre de solides. 14. Rincez et égouttez deux fois de plus avec l’eau distillée. 15. Déposez votre bécher sur un plateau à sécher ensuite nettoyer et ranger toute la

verrerie restante. 16. Complétez les calculs no. 3 et 4 dans la section des Résultats expérimentaux.

Jour 3.

17. Obtenir la masse de bécher et de produit solide séché. 18. Placez votre produit en masse dans le contenant fourni par l’instructeur, nettoyez,

séchez et rangez votre bécher. 19. Calculs complets 3.

Tableau des masses

1. Masse de bécher propre et sec _ _,_ _ g 2. Masse initiale du fil de cuivre _ _,_ _ g 3. Masse finale du fil de cuivre _ _,_ _ g 4. Masse de cuivre réagi _ _,_ _ g 5. Masse de bécher et de produit séché _ _,_ _ g 6. Masse de produit séché _ _,_ _ g

Observations Enregistrez des observations à chaque jour qui vous aideront à comprendre vos résultats

et à tirer les conclusions appropriées. Jour 1 Jour 2 Jour 3



Équations chimiques équilibrées Enregistrez les deux équations chimiques équilibrées possibles pour la réaction lorsque le

fil de cuivre réagit avec la solution de nitrate d’argent aqueuse.

A. B.

Calculs Calculs d’échantillons

1. Calculez les moles de cuivre en supposant que 2,00 g réagit.

2. Calculez la masse du produit solide

a. en utilisant l’équation chimique équilibrée A.; et

b. en utilisant l’équation chimique équilibrée B.

Résultats expérimentaux

3. Calculez les moles de cuivre réagi.

4. Calculer la masse attendue du produit solide

a. en utilisant l’équation chimique équilibrée A. ; et




5. Calculez le pourcentage d’erreur entre la masse attendue de produit solide et la

masse réelle obtenue a. en utilisant l’équation chimique équilibrée A.; et


6. Calculez le rapport de moles du produit solide au moles de cuivre réagi pour

l’équation chimique avec le pourcentage d’erreur la plus faible.

Conclusion Consultez la rubrique pour vous guider dans la clarification et la récapitulatif de

l’objectif, l’état de vos résultats et l’erreur associée. Expliquez vos résultats en

démontrant comment ils satisfont à l’objectif. Tapez votre conclusion en format

paragraphe et soumettez-la sur une feuille de papier séparée.



nom: groupe de laboratoire no.:

Pre Lab and Calculations Rubric (6 marks)

Critères EN DESSOUS DU

NIVEAU Développement AU NIVEAU

Prélab (Prelab)

Prelab n’a pas

d’ajouts du contour

du laboratoire (0) ou

contient moins de 3

des critères de niveau

expert (1)

Prelab contient deux (1.5) ou trois (2 ) de 4 critères

de niveau expert

Prelab contient toutes les masses

enregistrées, un minimum de 3

observations pertinentes, et deux

équations chimiques correctement

équilibrées (3)

Calculs

Aucun calcul soumis

(0) ou section ne

contient qu’un seul (1) critères du

niveau expert

La section de calculs

contient un minimum de

deux (1,5) ou trois (2) des quatre critères du

niveau expert

Corriger les réponses à tous les

calculations qui suivent une

séquence mathématique logique correcte, montrant toutes

les unités (3)

Rapport de laboratoire Conclusion Rubric (4 marques)

Critères Novice Intermédiaire Expert

La conclusion est

originale

(aucun autre

critère n’est

évalué si ces

critères sont

évalués au niveau

Novice)

Certains aspects de la

conclusion sont les

mêmes que ceux d’un

autre élève ou que la

conclusion entière est

la même que celle

d’un autre élève

Le niveau intermédiaire ne

s’applique pas à ces critères

d’évaluation

La conclusion est écrite dans les

propres mots de l’élève

Objectifs résumés

Les objectifs ne sont

pas résumés ou

clarifiés (0)

Tous les objectifs ne sont pas

résumés, ou les objectifs sont

simplement recopiés en

utilisant le même libellé que

l’objectif indiqué (0,5)

Objectif (s) est/sont résumés ou

clarifiés dans les propres mots de

l’élève (1)

Objectifs

répondus en

faisant référence

aux résultats

Aucune conclusion

présente (0) ou

conclusion ne

manque plus de deux

des critères de niveau

expert (0,5)

La conclusion contient tous

les critères de niveau expert

sauf deux (1,5)

Chaque objectif est répondu

correctement et de façon concise en

format paragraphe en utilisant des

résultats qui sont corrects, y

compris les unités et les erreurs

expérimentales en pourcentage

associées, et les calculs appropriés

de référence, les procédures et/ ou

les graphiques (2)

Les écarts entre

les résultats

expérimentaux et

les résultats

attendus sont

expliqués

Aucune explication

de la différence entre

les résultats attendus

et expérimentaux (0)


explication de la différence

entre les résultats attendus et

expérimentaux ou un énoncé

d’explication quant aux


conception du laboratoire qui

ne donneraient pas de

meilleurs résultats (0,5)


explication de la différence entre les

résultats attendus et expérimentaux

ou une déclaration d’explication

quant aux améliorations apportées à

la conception du laboratoire qui

démontre une auto-réflexion du

processus de laboratoire et/ou une

compréhension plus approfondie du

concept examiné (1)

/16

CHIMIE 30S ET AVANCÉE : QUESTIONS VERBALES

Adaptée de : Mustoe, F., Jansen, M. P., Doram, T., Ivanco, J., Clancy, C., & Ghazariansteja, A. (2002). Chimie 11 (J. Charbonneau, R. Lepalme, et J.L. Riendeau, Trans.). Montréal, QC :

Chenelière/McGraw-Hill. (Œuvre originale publiée en 2001)

MODULE 1 : LES RÉACTIONS CHIMIQUES

A. LA DÉTERMINATION DE LA MASSE ATOMIQUE MOYENNE

1. À l’état naturelle, l’argent se présente sous forme de deux isotopes. Sers-toi des données fournies ci-dessous sur la masse de chaque isotope et son abondance relative pour calculer la masse atomique moyenne de l’argent. (p. 167)

Isotope Masse

atomique (uma) Abondance relative (%)

47Ag107 106,9 51,8

47Ag109 108,9 48,2 2. Les deux isotopes stables du bore se présente dans les proportions suivantes : 19,78% de

5B10 (10,01 uma) et 80,22% de 5B11 (11,01 uma). Calcule la masse atomique moyenne du bore.

3. À l’état naturel, le silicium se compose de trois isotopes. Voici ces isotopes suivis de leur abondance relative et de leur masse atomique : le 14Si28 (92,23%, 27,98 uma), le 14Si29 (4,67%, 28,97 uma) et le 14Si30 (3,10%, 29,97 uma). Calcule la masse atomique moyenne de cet élément.

4. Le cuivre est un métal qui résiste à la corrosion. On s’en sert beaucoup en plomberie et pour les installations électriques. Dans la nature, il existe deux isotopes du cuivre, le 29Cu63 (62,93 uma) et le 29Cu65 (64,93 uma), dont l’abondance relative est respectivement de 69,1% et de 30,9%. Calcule la masse atomique moyenne du cuivre.

5. À l’état naturel, le plomb se présente sous forme de quatre isotopes, soit (avec leur abondance relative et leur masse atomique) le 82Pb204 (1,37%, 204,0 uma), le 82Pb206 (26,26%, 206,0 uma), le 82Pb207 (20,82%, 207,0 uma) et le 82Pb208 (51,55%, 208,0 uma). Calcule la masse atomique moyenne du plomb.

C. LA DÉTERMINATION DE L’ABONDANCE RELATIVE DES ISOTOPES

6. À l’état naturel, le bore se présente sous forme de deux isotopes : le 5B10 (10,01 uma) et le

5B11 (11,01 uma). Calcule l’abondance relative de chaque isotope de cet élément. (p. 169) 7. Dans la nature, on trouve généralement l’hydrogène sous forme de deux isotopes : le 1H1

(1,0078 uma) et le 1H2 (2,0140 uma). Calcule le pourcentage d’abondance relative de chaque isotope d’après la masse atomique moyenne de l’hydrogène.

8. Le lanthane est composé de deux isotopes : le 57La138 (137,91 uma) et le 57La139 (138,91 uma). Consulte le tableau périodique. Que peux-tu dire concernant la quantité relative du

57La138? 9. Le rubidium, qui s’enflamme spontanément au contact de l’oxygène pour former de l’oxyde

de rubidium, Rb2O, a deux isotopes : le 37Rb85 (84,91 uma) et le 37Rb87 (86,91 uma). Si cet élément a une masse atomique moyenne de 85,47 uma, détermine l’abondance relative en pourcentage du 37Rb85.

10. L’oxygène possède trois isotopes : le 8O16 (15,995 uma), 8O17 (16,999 uma) et le 8O18 (17,999 uma). Un de ces isotopes, le 8O17, représente 0,037 % de l’oxygène. Sachant que la masse atomique moyenne de cet élément est de 15,9994 uma, calcule l’abondance relative de chacun des deux autres isotopes en pourcentage.




C. LE POURCENTAGE DE COMPOSITION D’APRÈS UNE FORMULE CHIMIQUE

11. Détermine le pourcentage de composition du cinnamaldéhyde, formule C9H8O—le composé

responsable pour l’odeur caractéristique de la cannelle—en calculant les pourcentages

massique de carbone, d’hydrogène et d’oxygène. (p. 203)

12. Calcule le pourcentage massique de l’azote dans chacun des composés suivants : (p.204)

a. N2O

b. Sr(NO3)2

c. NH4NO3

d. HNO3

13. Détermine le pourcentage de composition de l’acide sulfurique, H2SO4. (p. 204)

14. Quel est le pourcentage massique de l’oxygène dans le nitrate de potassium? (p. 204)

15. Une société minière voudrait extraire du manganèse métallique du minerai de pyrolusite,

MnO2.

a. Quel est le pourcentage de composition de la pyrolusite? (p. 204)

b. En te servant de ta réponse à la question ci-haute, calcule la masse de manganèse pur

qu’on peut extraire de 250 kg de minerai de pyrolusite. N.B. 1000 g = 1 kg. (p. 204)

16. Étant donné la formule de borax Na2B4O7·10H2O, aussi connu sous le nom d’UICPA de

borate de sodium décahydraté,

a. calculez le pourcentage massique d’eau.

b. Calculez la masse d’eau dans une échantillon de 500 grammes de borax.

D. LES CONVERSIONS DE MOLES

17. Une petite épingle renferme 0,0178 mol de fer, Fe. Combien contient-elle d’atomes de fer?

(p.177)

18. Un échantillon contient 4,70 x 10–4 mol d’or, Au. Combien d’atomes d’or renferment-t-il?

19. Combien y a-t-il de molécules dans 0,21 mole de nitrate de magnésium, Mg(NO3)2?

20. Un litre d’eau renferme 55,6 mol d’eau. Combien y a-t-il de molécules d’eau dans cet

échantillon?

21. La plupart des dissolvants de vernis à ongles contiennent de l’acétate d’éthyle, C4H8O2. Une

bouteille de format ordinaire de ce produit renferme environ 2,5 mol d’acétate d’éthyle.

a. Combien y a-t-il de molécules dans cette bouteille?

b. Combien y a-t-il d’atomes dans cette bouteille?

c. Combien y a-t-il d’atomes de carbone dans cette bouteille?

22. Suppose que tu as un échantillon de 0,829 mol de sulfate de sodium, Na2SO4.

a. Combien y a-t-il de molécules dans cet échantillon?

b. Combien y a-t-il d’ions de sodium, Na+, dans cet échantillon?

23. Combien y a-t-il de moles dans un échantillon de dioxyde de carbone, CO2, qui renferme

5,83 x 1024 molécules? (p. 178)

24. Un échantillon de minerai de bauxite renferme 7,71 x 1024 molécules d’oxyde d’aluminium,

Al2O3. Combien cet échantillon contient-il de moles d’oxyde d’aluminium?




25. Une cuve de solution nettoyante contient 8,03 x 1026 molécules d’ammoniaque, NH3.

Combien y a-t-il de moles d’ammoniaque dans cette cuve?

26. Un échantillon d’acide cyanhydrique, HCN, contient 3,33 x 1022 atomes. Combien y a-t-il de

moles de cet acide dans l’échantillon? Indice : Trouve d’abord le nombre de molécules de

HCN.

27. Un échantillon d’acide acétique pur, CH3COOH, est constitué de 1,40 x 1023 atomes de

carbone. Combien contient-il de moles d’acide acétique?

28. Calcule la masse de chacune des quantités molaires suivantes : (p. 186)

a. 3,90 mol de carbone, C.

b. 2,50 mol d’ozone, O3.

c. 1.75 x 107 mol de propanol, C3H8O.

d. 1.45 x 10–5 mol de dichromate d’ammonium (NH4)2Cr2O7.

29. Dans chaque groupe, détermine l’échantillon qui a la plus grande masse.

a. 5,00 mol de C, 1,50 mol de Cl2 et 0,50 mol de C6H12O6.

b. 7,31 mol de O2, 5,64 mol de CH3OH et 12,1 mol de H2O.

30. Un litre, 1000 mL, d’eau contient 55,6 mol. Quelle est la masse de cette quantité d’eau?

31. Pour obtenir une réaction donnée, un ingénieur-chimiste a besoin de 255 mol de styrène,

C8H8. Combien de kilogrammes de ce composé doit-il se procurer?

32. Combien y a-t-il de moles d’acide acétique, CH3COOH, dans un échantillon de 23,6 g? (p.

187)

33. Calcule le nombre de moles contenues dans chaque échantillon.

a. 103 g de Mo

b. 1,32 x 104 g de Pd

c. 0,736 kg de Cr

d. 56,3 mg de Ge

34. Combien de moles de composé trouve-t-on dans chacun de ces échantillons?

a. 39,2 g de dioxyde de silicium, SiO2.

b. 7,34 g d’acide nitreux, HNO2.

c. 1,55 x 105 kg de tétrafluorure de carbone, CF4.

d. 8,11 x 10–3 mg de 1-iodo-2,3-diméthylbenzène, C8H9I.

35. On se sert du chlorure de sodium, NaCl, pour faire fondre la neige. Combien y a-t-il de

moles de ce composé dans un sac de 10 kg?

36. L’octane, C8H18, est un des principaux ingrédients de l’essence. Calcule le nombre de moles

qu’un échantillon de 20,0 kg d’octane renferme.

37. Quelle est la masse de 5,67 x 1024 formules de chlorure de cobalt(II), CoCl2? (p. 189)

38. Détermine la masse de chacun de ces échantillons.

a. 6,02 x 1024 formules de ZnCl2.

b. 7,38 x 1021 formules de Pb3(PO4)2.

c. 9,11 x 1023 molécules de C15H21N3O15.

d. 1,20 x 1029 molécules de N2O5.




39. Quelle est la masse du lithium contenu dans 254 formules de chlorure de lithium, LiCl?

40. Exprime la masse d’un seul atome de titane, Ti, en grammes.

41. La vitamine B2, C17H20N4O6, porte aussi le nom de « riboflavine ». Quelle est la masse, en

grammes, d’une seule molécule de ce composé?

42. Le chlore gazeux, Cl2, peut réagir avec l’iode, I2, pour former du chlorure d’iode, ICl.

Combien de molécules de chlorure d’iode trouve-t-on dans un échantillon de 2,74 x 10–1 g?

(p. 190)

43. Détermine le nombre de molécules ou de formules de chacun de ces échantillons.

a. 10,0 g d’eau, H2O.

b. 52,4 g de méthanol, CH3OH.

c. 23,5 g de dichlorure de disoufre, S2Cl2.

d. 0,337 g de phosphate de plomb(II), Pb3(PO4)2.

44. Combien d’atomes d’hydrogène y a-t-il dans 5,3 x 104 molécules de glutamate de sodium,

NaC5H8NO4?

45. Combien y a -t-il de molécules dans un échantillon de 64,3 mg de décaoxyde de

tétraphosphore, P4O10?

46. Étant donné un échantillon de 4,35 x 10–2 g de chlorate de potassium, KClO3,

a. Combien y a-t-il de formules?

b. Combien y a-t-il d’ions (de chlorate et de potassium) dans cet échantillon?

E. DÉTERMINATION DE LA FORMULE EMPIRIQUE D’UN COMPOSÉ

47. Calcule la formule empirique d’un composé qui renferme 85,6% de carbone et 14,4%

d’hydrogène. (p. 208)

48. Un composé renferme 17,6% d’hydrogène et 82,4% d’azote. Détermine sa formule

chimique.

49. Détermine la formule empirique d’un composé qui contient 46,3% de lithium et 53,7%

d’oxygène.

50. Quelle est la formule empirique d’un composé formé de 15,9% de bore et de 84,1% de

fluor?

51. Détermine la formule empirique d’un composé constitué de 52,51% de chlore et 47,48% de

soufre.

52. Le pourcentage de composition d’un combustible se répartit comme suit : 81,7% de

carbone et 18,3% d’hydrogène. Trouve sa formule empirique.

53. Un oxyde de chrome est constitué de 68,4% de chrome et de 31,6% d’oxygène. Quelle est

sa formule empirique?

54. Le phosphore réagit avec l’oxygène pour former un composé renfermant 43,7% de

phosphore et 56,4% d’oxygène. Quelle est la formule empirique de ce composé?

55. Un sel inorganique comprend 17,6% de sodium, 39,7% de chrome et 42,8% d’oxygène.

Quelle est sa formule empirique?

56. Le composé X renferme 69,9% de carbone, 6,86% d’hydrogène et 23,3% d’oxygène.

Détermine sa formule empirique.




57. On fait brûler un échantillon de 1,000 g d’un composé pur contenant uniquement du

carbone et de l’hydrogène dans un analyseur de combustion du carbone-hydrogène.

L’opération produit 0,6919 g d’eau et 3,338 g de dioxyde de carbone. (p. 220)

a. Calcule les masses du carbone et de l’hydrogène dans l’échantillon.

b. Trouve la formule empirique de ce composé.

58. On soumet un échantillon de 0,539 g d’un composé contenant uniquement du carbone et

de l’hydrogène à une analyse de combustion. Cette combustion produit 1,64 g de dioxyde

de carbone et 0,807 g d’eau. Détermine le pourcentage de composition et la formule

empirique de ce composé.

F. DÉTERMINATION D’UNE FORMULE MOLÉCULAIRE

59. La formule empirique du ribose (un sucre) est CH2O. Au cours d’une expérience avec un

spectromètre de masse, on a établi que ce composé a une masse molaire de 150 g/mol.

Quelle est la formule moléculaire du ribose?

60. Le butane, le combustible dont on se sert dans les briquets jetables, a comme formule

empirique C2H5. Au cours d’une expérience, on a établi qu’il a une masse molaire de 58

g/mol. Quelle est sa formule moléculaire?

61. L’acide oxalique a une masse molaire de 90 g/mol, et sa formule empirique est CHO2. Quelle

est la formule moléculaire de cet acide?

62. La codéine a une masse molaire de 299 g/mol, et sa formule empirique est C18H21NO3.

Quelle est sa formua moléculaire?

63. Un composé a une masse molaire de 240,28 g/mol. Son pourcentage de composition se

décrit comme suit : 75,0% de carbone, 5,05% d’hydrogène et 20,0% d’oxygène. Quelle est la

formule moléculaire de ce composé?

64. En effectuant une analyse de combustion du carbone-hydrogène sur un échantillon de 874

mg de cortisol, on obtient 2,23 g de dioxyde de carbone et 0,652 g d’eau. Au moyen d’un

spectromètre de masse, on a déterminé que cette hormone a une masse molaire de 362

g/mol. Sachant qu’elle contient du carbone, de l’hydrogène et de l’oxygène, détermine sa

formule moléculaire. (p. 221)

G. LA DÉTERMINATION DE LA FORMULE D’UN COMPOSÉ IONIQUE HYDRATÉ

65. Un hydroxyde de baryum hydraté, Ba(OH)2·xH2O, est utilisé pour fabriquer des sels de

baryum et pour préparer certains composés organiques. Comme il réagit avec le CO2 de l’air

pour former du carbonate de baryum, BaCO3, on doit le conserver dans des contenants

hermétiquement fermés. (p. 224)

a. Un échantillon de 50,0 g de cet hydrate renferme 27,2 g de Ba(OH)2. Calcule le

pourcentage massique de l’eau dans le Ba(OH)2·xH2O.

b. Trouve la valeur de x dans le Ba(OH)2·xH2O.

66. Quel est le pourcentage massique de l’eau dans le sulfite de magnésium hexahydraté,

MgSO3·6H2O ?




67. La formule d’un échantillon de 3,34 g d’un hydrate est SrS2O3·xH2O. En chauffant cet

hydrate, on en retire l’eau et on obtient 2,30 g de SrS2O3. Trouve la valeur de x dans

SrS2O3·xH2O.

68. Un hydrate du chlorate de zinc, Zn(ClO3)2·xH2O, renferme 21,5% de zinc en masse. Trouve la

valeur de x dans Zn(ClO3)2·xH2O.

69. On chauffe un échantillon de 2,78 g de sulfate de fer(II) hydraté, FeSO4·xH2O, pour en retirer

complètement l’eau. On constate alors que le sulfate de fer(II) anhydre a une masse de 1,52

g. Calcule le nombre de molécules d’eaux associées à chaque unité de formule de FeSO4. (p.

230)

H. LES CALCULS STŒCHIOMÉTRIQUES

70. On peut éliminer le dioxyde de carbone produit par les astronautes à l’aide de l’hydroxyde

de lithium. Ces composés réagissent pour former du carbonate de lithium et de l’eau. Un

astronaute expire en moyenne 1,00 x 103 g de dioxyde de carbone par jour. Quelle masse

d’hydroxyde de lithium les ingénieurs doivent-ils prévoir par astronaute dans un vaisseau

spatial pour chaque jour? (1,09 x 103 g) Problème type p. 243

71. Le sulfate d’ammonium, (NH4)2SO4, sert de source d’azote dans la fabrication de certains

engrais. Il réagit avec l’hydroxyde de sodium pour produire du sulfate de sodium, de l’eau et

de l’ammoniac.

(NH4)2SO4(s) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l) + 2NH3(g)

Quelle masse d’hydroxyde de sodium réagira complètement avec 15,4 g de (NH4)2SO4? (9,32

g)

72. On peut éliminer l’oxyde de fer(III), mieux connu sous le nom de « rouille », qui s’accumule

sur le fer en le faisant réagir avec de l’acide chlorhydrique pour produire du chlorure de

fer(III) et de l’eau.

Fe2O3(s) + 6HCl(aq) → 2FeCl3(aq) + 3H2O(l)

Quelle masse de chlorure d’hydrogène réagira avec 1,00 x 102 g de rouille? (137 g)

73. Le fer réagit lentement avec l’acide chlorhydrique pour former du chlorure de fer(II) et de

l’hydrogène gazeux.

Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)

Quelle masse de HCl réagira avec 3,56 g de fer? (4,65 g)

74. Le pentoxyde de diazote est un solide blanc. Lorsqu’on le chauffe, il se décompose pour

produire du dioxyde d’azote et de l’oxygène.

2N2O5(s) → 4NO2(aq) + O2(g)

Combien de grammes d’oxygène gazeux cette réaction produira-t-elle si on obtient 2,34 g

de NO2? (0,814 g)

75. On utilise un mélange de combustibles formé d’hydrazine, N2H4, et de tétroxyde de diazote,

N2O4, pour propulser un module lunaire dans l’espace. Ces deux composés réagissent pour

former de l’azote gazeux et de la vapeur d’eau.

2N2H4(l) + N2O4(l) → 3N2(g) + 4H2O(l)

Si 150,0 g d’hydrazine réagissent avec une quantité suffisante de tétroxyde de diazote,

quelle masse d’azote gazeux obtiendra-t-on? (197 g) Problème type p. 245




76. De la poudre de zinc réagit rapidement avec du soufre en poudre au cours d’une réaction

fortement exothermique (relâchement de la chaleur).

8Zn(s) + S8(l) → 8ZnS(s)

Quelle masse de sulfure de zinc peut-on s’attendre à obtenir lorsque 32,0 g de S8 réagissent

avec une quantité suffisante de Zn? (97,2 g)

77. L’addition de l’acide chlorhydrique concentré à de l’oxyde de manganèse(IV) entraîne la

production de chlore gazeux.

4HCl(aq) + MnO2(g) → MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2H2O(l)

Quelle masse de chlore peut-on obtenir lorsque 4,76 x 10–2 g de HCl réagissent avec une

quantité suffisante de MnO2? (2,31 x 10–2 g)

78. Le carbure d’aluminium, Al4C3, est une poudre jaune qui réagit avec l’eau pour produire de

l’hydroxyde d’aluminium et du méthane.

Al4C3(s) + 12H2O(l) → 4Al(OH)3(s) + 3CH4 (g)

Quelle masse d’eau réagira complètement avec 25,0 g de carbure d’aluminium? (37,6 g)

79. L’oxyde de magnésium réagit avec l’acide phosphorique, H3PO4(aq), pour produire du

phosphate de magnésium et de l’eau.

3MgO(s) + 2H3PO4(aq) → Mg3(PO4)2(s) + 3H2O(l)

Combien de grammes d’oxyde de magnésium réagiront complètement avec 33,5 g d’acide

phosphorique? (20,7 g)

I. LES CALCULS STŒCHIOMÉTRIQUES DE VOLUME À TPN

80. L’ammoniac est le produit d’une réaction entre l’azote et l ‘hydrogène gazeux. L’équation

chimique de cette réaction est la suivante :

N2 (g) + 3H2(g) → 2NH3 (g)

Suppose que 12,0 L d’azote gazeux réagissent avec de l’hydrogène gazeux à TPN. (p.502

problème type)

a. Quel est le volume de l’ammoniac produit? (24,0 L)

b. Quel est le volume de l’hydrogène brûlé? (36,0 L)

81. Utilise l’équation équilibrée ci-dessous pour répondre aux questions.

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

a. Quel est le rapport molaire entre l’oxygène gazeux et la vapeur d’eau?

b. Quel est le rapport volumique entre l’oxygène gazeux et la vapeur d’eau à TPN?

c. Quel est le rapport volumique entre l’hydrogène gazeux et l’oxygène gazeux?

d. Quel est le rapport de masse volumique entre la vapeur d’eau et l’hydrogène gazeux?

82. On brûle 1,5 L de propane gazeux dans un barbecue. L’équation suivante illustre la réaction.

Tous les gaz sont à TPN. Notez que la réaction n’est pas équilibrée.

C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)

a. D’après l’équations équilibrée, quel est le volume de dioxyde de carbone gazeux

produit?

b. Quel est le volume d’oxygène utilisé?

83. Utilise l’équations suivante prou répondre aux questions.

SO2(g) + O2(g) → SO3(g)




a. Équilibrez l’équation.

b. On produit 12,0 L de trioxyde de soufre, SO3(g), à TPN. Quel est le volume d’oxygène

utilisé?

84. Soit 2,0 L d’un gaz A qui réagissent avec 1,0 L d’un gaz B pour produire 1,0 L d’un gaz C. Tous

les gaz sont à TPN.

a. Écris l’équation chimique équilibrée de cette réaction.

b. Chaque molécule du gaz A est constituée de deux atomes « a » identiques. En d’autres

mots, le gaz A est en réalité a2(g). De même, chaque molécule du gaz B est composée de

deux atomes identiques « b ». Écris la formule chimique du gaz C en utilisant les atomes

« a » et « b ».

85. Lorsque l’acide sulfurique réagit avec le fer un composé de sulfate de fer(II) et l’hydrogène

diatomique est produit.

Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)

Quel volume de gaz obtient-on lorsqu’un excès d’acide sulfurique réagit avec 40,0 g de fer à

TPN? (problème type p.505) (16,0 L)

86. L’azoture de sodium solide, NaN3, se décompose instantanément au moment de l’impact

pour fournir sodium poudré et de l’azote, un gaz nécessaire pour gonfler le coussin

gonflable dans un automobile. (p.506)

a. Quelle est l’équation chimique équilibrée?

b. Quel est le volume d’azote gazeux produit si 117,0 g d’azoture de sodium sont

emmagasinés dans le volant à TPN?

c. Combient y a-t-il de molécules d’azote dans ce volume?

d. Combien y a-t-il d’atomes d’azote dans ce volume?

87. Suppose que 0,72 g d’hydrogène gazeux, H2, réagit avec 8,0 L de chlore gazeux, Cl2, à TPN.

Combien de litres de chlorure d’hydrogène gazeux, HCl, sont produits?

88. Combien de grammes de bicarbonate de soude, NaHCO3, doit-on utiliser pour produire 45

mL de dioxyde de carbone gazeux à TPN? Le bicarbonate de soude se décompose en

produisant le carbonate de sodium, le dioxyde de carbone et de l’eau.

89. Quelle quantité de zinc (en grammes) doit réagir avec de l’acide chlorhydrique dans une

réaction de déplacement simple pour produire 18 mL de gaz à TAPN? (Indice : Le chlorure

de zinc, ZnCl2, est un produit.)

90. Soit 35 g de gaz propane qui sont brûlés dans un barbecue selon l’équation suivante :

C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)

Tous les gaz sont mesurés à TAPN.

a. Quel est le volume de vapeur d’eau produit ?

b. Quel est le volume d’oxygène utilisé?

91. Quelle masse d’oxygène réagit pour produire 0,62 L de vapeur d’eau à TPN? Tu dois d’abord

équilibrer l’équation suivante :

H2(g) + O2(g) → H2O(g)

57-71

89-103

4.00262

10.8115

Copyright © 2017 Eni Generalić

(1) Atomic weights of the elements 2013,

Pure Appl. Chem., 88, 265-291 (2016)

www.periodni.com

(272)107(267)104 (268)105 (271)106 (277)108 (276)109 (281)110 (280)111 (285)112 118113 114 115 116 117 (294)(285) (287) (289) (291) (294)

(222)86178.4972 180.9573 183.8474 186.2175 190.2376 192.2277 195.0878 196.9779 200.5980 204.3881 207.282 208.9883 (209)84 (210)85

131.295485.46837 87.6238 88.90639 91.22440 92.90641 95.9542 (98)43 126.9053101.0744 102.9145 106.4246 107.8747 112.4148 114.8249 118.7150 121.7651 127.6052

83.7983639.09819 40.07820 44.95621 47.86722 50.94223 51.99624 54.93825 55.84526 58.93327 58.69328 63.54629 65.3830 69.72331 72.6432 74.92233 34 79.9043578.971

39.948181726.98213 14 30.97415 32.061628.085 35.45

20.1801014.0077 18.998915.999812.011610.815

1 1.008

3 9.012246.94

22.99011 24.30512

132.9155 137.3356

(223)87 (226)88

138.9157 174.9771140.1258 140.9159 144.2460 (145)61 150.3662 151.9663 157.2564 158.9365 162.5066 164.9367 167.2668 168.9369 173.0570

(227)89 232.0490 231.0491 238.0392 (262)103(237)93 (244)94 (243)95 (247)96 (247)97 (251)98 (252)99 (257)100 (258)101 (259)102

1

2

3

4

5

6

7

1

54

2

3

13 14 15 16 17

18

6 7 8 9 10 11 12

13

Ac Th Pa U

Ra Ac-LrFr

Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt AuCs Hg Tl Pb Bi Po At Rn

IRu Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te XeSr Y Zr Nb MoRb

Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ge As SeK Ga KrBr

Al Si SP ArCl

CB NeN FO

He

MgNa

Li Be

H

B

LuSm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm YbLa Ce Pr Nd

BhRf Db Sg Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og

LrNp Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

Pm

Tc

IA

IIA

IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB

IVA VA VIA VIIA

VIIIB

VIIIA

IIIA

IIIA

BhRf Db Sg Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og


Pm

Tc

IA

IIA

IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB

IVA VA VIA VIIA

VIIIB

VIIIA

IIIA

IIIA

BhRf Db Sg Hs Mt Ds Rg

Tc

Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og


Pm

BORE

NOMBRE ATOMIQUE

NOM DE L'ÉLÉMENT

SYMBOLE

MASSE ATOMIQUE RELATIVE (1)

NUMÉRO DU GROUPECHEMICAL ABSTRACT SERVICE

(1986)

NUMÉRO DU GROUPERECOMMANDATIONS DE L'IUPAC

(1985)

PÉ

RIO

DE

GROUPE

LANTHANIDES

ACTINIDES

TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTSHYDROGÈNE HÉLIUM

NÉONAZOTE

ARGONCHLORE

FLUOROXYGÈNE

KRYPTON

XÉNON

RADON

CARBONEBORE

ALUMINIUM SILICIUM PHOSPHORE SOUFRE

LITHIUM BÉRYLLIUM

SODIUM MAGNÉSIUM

POTASSIUM CALCIUM SCANDIUM TITANE VANADIUM CHROME MANGANÈSE COBALT NICKEL CUIVRE ZINC GALLIUM GERMANIUM ARSENIC SÉLÉNIUM BROME

RUBIDIUM STRONTIUM YTTRIUM ZIRCONIUM NIOBIUM MOLYBDÈNE

CÉSIUM BARYUM HAFNIUM TANTALE TUNGSTÈNE

FRANCIUM RADIUM

TECHNÉTIUM IODERUTHÉNIUM RHODIUM PALLADIUM ARGENT CADMIUM

RHÉNIUM OSMIUM IRIDIUM PLATINE OR THALLIUM PLOMB BISMUTH POLONIUM ASTATE

INDIUM ÉTAIN ANTIMOINE TELLURE

FER

MERCURE

BOHRIUMRUTHERFORDIUM DUBNIUM SEABORGIUM HASSIUM MEITNERIUM

Lanthanides

Actinides ROENTGENIUMDARMSTADTIUM COPERNICIUM FL ROVIUMÉ LIVERMORIUM

LANTHANE

ACTINIUM

LUTÉTIUMCÉRIUM

THORIUM PROTACTINIUM URANIUM

PRASÉODYME NÉODYME

LAWRENCIUM

PROMÉTHIUM

NEPTUNIUM PLUTONIUM AMÉRICIUM CURIUM BERKÉLIUM CALIFORNIUM EINSTEINIUM FERMIUM MENDELÉVIUM NOBÉLIUM

SAMARIUM EUROPIUM GADOLINIUM TERBIUM DYSPROSIUM HOLMIUM ERBIUM THULIUM YTTERBIUM

OGANESSONNIHONIUM MOSCOVIUM TENNESSE

Fe3+

Fe2+iron (III)

iron (II)

26atomicnumber

ionchargeionname

symbol (IUPAC)

KEY

58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71

90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103

Ce3+

ceriumPr3+

praseodymiumNd3+

neodymiumPm3+

promethium

Sm3+samarium(III)

samarium(II)

Eu3+

Eu2+europium (III)

europium (II)

Th4+

thorium

Pa5+

Pa4+protactinium(V)

protactinium(IV)

U6+

U4+uranium (VI)

uranium (IV)

Gd3+

gadoliniumTb3+

terbiumDy3+

dysprosiumHo3+

holmiumEr3+

erbiumTm3+

thulium

Yb3+

Yb2+ytterbium(III)

ytterbium(II)Sm2+

Lu3+

lutetium

Np5+ Pu4+

Pu6+plutonium(IV)

Am3+

Am4+americium(IV)

americium(III)neptunium

Bk3+

Bk4+berkelium(IV)

berkelium(III)Cm3+

curiumCf3+

californiumEs3+

einsteiniumFm3+

fermium

Md2+

Md3+mendelevium (II)

mendelevium (III)

Lr3+

lawrencium

No2+

No3+nobelium(II)

nobelium(III)plutonium(VI)

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10

13 14 15 16 17 1811 12

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36Ti4+titanium (IV)

Ti3+titanium (III)

V3+vanadium(III)

V5+vanadium (V)

Cr3+

Cr2+chromium (III)

chromium (II)

Mn2+

Mn4+manganese(II)

manganese(IV)

Fe3+

Fe2+iron (III)

iron (II)

Co2+

Co3+cobalt (II)

cobalt (III)

Ni2+

Ni3+nickel (II)

nickel (III)

Cu2+

Cu+copper (II)

copper (I)

Ga3+

galliumSc3+

scandium

Y3+

yttrium

La3+

lanthanum

Ac3+

actinium

Zr4+

zirconium

Hf4+

hafnium

Nb5+

Nb3+niobium (V)

niobium(III)

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

Mo6+molybdenum

Rh3+

rhodium

Ru3+

Ru4+ruthenium(III)

ruthenium(IV)

Pd2+

Pd4+paladium(II)

paladium(IV)

Ag+

silverCd2+

cadmium

Pt4+

Pt2+platinum(IV)

platinum(II)

55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86Au3+

Au+gold (III)

gold (I)

Hg2+mercury (II)

Tl+

Tl3+thallium (I)

thallium(III)

Pb2+

Pb4+lead (II)

lead (IV)

Bi3+

Bi5+bismuth(III)

bismuth(V)

Sn4+

Sn2+tin (IV)

tin (II)

Sb3+

Sb5+antimony(III)

antimony(V)

Tc7+

technitium

Ta5+

tantalumW6+

tungstenRe7+

rheniumOs4+

osmiumIr4+

iridium

87 88 89

H+hydrogen

Li+lithium

Be2+beryllium

Na+sodium

Mg2+magnesium

K+

potassiumCa2+

Rb+

rubidiumSr2+

strontium

Cs+cesium

Ba2+

calcium

barium

Fr+francium

Ra2+radium

Bboron

Ccarbon nitride

N3-oxideO2-

fluorideF-

neonNe

Al3+aluminum

Sisilicon phosphide

P3-sulfide

S2-chloride

Cl-argonAr

heliumHe

Zn2+

zinc

In3+

indium

Ge4+

germaniumAs3-

arsenide selenideSe2-

bromideBr-

kryptonKr

tellurideTe2-

Po2+polonium(II)

polonium(IV)Po4+

iodideI-

xenonXe

astatideAt-

radonRn

hydrideH-

1

1

2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

13 14 15 16

17 18

PERIODIC TABLE OF IONSacetatearsenatearsenitebenzoateboratebromatecarbonatechloratechloritechromatecyanatecyanidedichromate

CH3COO–

AsO43–

AsO33–

C6H5COO–

BO33–

BrO3 –

CO32–

ClO3 –

ClO2 –

CrO42–

CNO–

CN–

Cr2O72–

oxalateperchlorateperiodatepermanganateperoxidephosphatepyrophosphatesulfatesulfitethiocyanatethiosulfate

ammoniumhydronium

C2O42–

ClO4 –

IO4 –

MnO4 –

O22–

PO43–

P2O74–

SO42–

SO32–

SCN–

S2O32–

NH4+

H3O+

POSITIVE POLYATOMIC IONS

TABLE OF POLYATOMIC IONS

H2PO4 –

HCO3 –

HC2O4 –

HSO4 –

HS–

HSO3 –

OH–

ClO–

IO3 –

HPO42–

NO3 –

NO2 –

SiO44–

hydrogen carbonatehydrogen oxalatehydrogen sulfatehydrogen sulfidehydrogen sulfitehydroxidehypochloriteiodate

nitratenitriteorthosilicate

monohydrogen phosphate

dihydrogen phosphate

Hg22+

mercury (I)

XSCI20FA : Les réactions chimiques Noms et symboles d’ions usuels

CATIONS ANIONS Nom Formule Nom Formule

Hydrogène H+ Fluorure F– Lithium Li+ Chlorure Cl– Béryllium Be2+ Bromure Br– Bore B3+ Iodure I– Sodium Na+ Oxyde O2– Magnésium Mg2+ Sulfure S2– Aluminium Al3+ Sélénure Se2– Potassium K+ Nitrure N3– Calcium Ca2+ Phosphure P3– Titane(III) Ti3+ Hydrure H– Titane(IV) Ti4+ Chrome(II) Cr2+ ANIONS POLYATOMIQUES Chrome(III) Cr3+ Nom Anion Fer(II) Fe2+ Acétate CH3COO– Fer(III) Fe3+ Carbonate CO3

2– Nickel(II) Ni2+ Carbonate d’hydrogène HCO3

– Nickel(III) Ni3+ Chlorate ClO3

– Cuivre(I) Cu+ Chlorite ClO2

– Cuivre(II) Cu2+ Hypochlorite ClO– Zinc Zn2+ Chromate CrO4

2– Argent Ag+ Hydroxyde OH– Or(I) Au+ Nitrate NO3

– Or(III) Au3+ Nitrite NO2

– Plomb(II) Pb2+ Phosphate PO4

3– Plomb(IV) Pb4+ Sulfate SO4

2– Sulfite SO3

2– CATION POLYATOMIQUE

Nom Formule Ammonium NH4

+

Documents

DEAKIN-notes de classe Les réactions chimiques