VÉRIFICATION Logique. Même ordre de grandeur.
137 Calculs de stœchiométriques (SANS RÉACTIF LIMITANT) avec des gaz
PV = nRT ou Volume molaire à TPN de 22,41 L/mol
Autre façon de faire le calcul stœchiométrique.
Calculs stœchiométriques (Étapes à suivre) Étape 1 : Écrire les formules et équilibrer l’équation
Étape 2 : Convertir les quantités en moles ou millimoles
Étape 3 : Déterminer le R.L. et calculer le nbr de moles de la substance recherchée
Réactif limitant (R.L.) =
Réactif totalement consommé au cours de la réaction => RÉACTIF LIMITANT => Limite la réaction
Mole X = mole R.L. X
Étape 4 : Convertir dans les unités demandées.
138 Exercice-type : (Stoechio)
L’alcool éthylique, C2H5OH (utilisé dans les boissons alcooliques), est obtenu par la fermentation du glucose (sucre) suivant la réaction :
__1__C6H12O6(s) → _2__C2H5OH(l) + __2__CO2(g)
A B C
a) Combien de grammes d’alcool peut-on préparer à partir de 1000 grammes de glucose ?
Moles glucose?
b) Vous obtenez expérimentalement 425 grammes. Quel est le % de rendement de votre production?
exp 425
c) Lors de cette fermentation de 1000 g de glucose, il y a dégagement de CO2(g). Quel volume de CO2(g) est libéré dans l’atmosphère à TPN?
Moles CO2(g) = moles R.L.
2
d) Compléter le tableau suivant :(A) C6H12O6(s) → (B) C2H5OH(l) + (C) 2 CO2(g)
139 Stoechiométrie de réactions particulières (p-370 section 9.6)
a) Réactions de dissociation en milieu aqueux b) Réactions de précipitation
c) Réactions acide-base
d) Réactions de dégagement gazeux e) Réactions d’oxydoréduction f) Réactions de combustion
Introduction au cours de chimie des solutions A) Réaction de dissociation en milieu aqueux
Exemple :
Dissolution de NaCl dans l’eau
NaCl(s) H O2 → Na+(aq) + Cl-(aq) Formation d’interactions ion-dipôle en
solution
Équation moléculaire
Équation qui montre les formules neutres complètes de chaque composé dans une réaction.
Équation ionique
complète Équation qui décrit individuellement tous les ions présents dans une réaction. Montre les espèces telles qu’elles sont présentes en solution.
Équation ionique nette
Équation qui montre seulement les espèces qui changent réellement dans une réaction.
On n’indique pas les ions spectateurs EXEMPLE Ions spectateurs: (ROUGE)
- NO3
-- K+ Équation ionique
nette Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq) → PbCl2(s)↓
140 B) Réaction de précipitation
Réaction de précipitation (Définition) : Réaction au cours de laquelle un produit insoluble se forme quand on mélange deux solutions.
Exemple : Eau dure (présence Ca2+ et Mg2+). Ceux-ci vont réagir avec le savon pour former un dépôt gris. Ces ions vont diminuer l’efficacité du savon.
On va donc faire précipiter ces ions (Ca2+ et Mg2+) en ajoutant de carbonate de sodium (Na2CO3)
Réaction de dissolution
Na2CO3(s) → 2 Na+(aq) + CO32-(aq)
Réactions de précipitation
CO32-(aq) + Ca2+(aq) → CaCO3(s) CO32-(aq) + Mg2+(aq) → MgCO3(s)
ÉTAPE #1. Il faut déterminer si les composés sont solubles ou insolubles dans l’eau.
Règles de solubilité des composés ioniques dans l’eau (T9.1) Solubilité
dans l’eau
Composés comportant les
ions suivants Exceptions
Solubles
Prédisez si chaque composé est soluble ou insoluble.
a) NiS Insoluble (Sulfures solubles uniquement avec certains cations) b) Mg3(PO4)2 Insoluble (Phosphates solubles uniquement avec certains cations)
c) Li2CO3 Soluble (Carbonates solubles avec lithium)
141 Réactions de précipitations (Oui ou Non)
Exercice #1
KI(aq) + NaCl(aq) →
Produits possibles : KCl (Soluble) NaI (Soluble) Pas de réaction
KI(aq) + NaCl(aq) → AUCUNE RÉACTION
Exercice #2
2 KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → Produits possibles : PbI2 (Insoluble) KNO3 (Soluble)
PRÉCIPITATION (a-moléculaire b-ionique complète c-ionique nette) a) 2 KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbI2(s) + 2 KNO3(aq)
b) 2 K+(aq) + 2 I-(aq) + Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq) → PbI2(s) + 2 K+(aq) + 2 NO3-(aq) c) 2 I-(aq) + Pb2+(aq) → PbI2(s)
142 C) Réactions acide-base
Réaction acide-base ou neutralisation: Réaction dans laquelle un acide réagit avec une base et les deux se neutralisent mutuellement.
Acide : Substance qui produit des ions H+ en solution aqueuse Base : Substance qui produit des ions OH- en solution aqueuse
Quelques acides et bases communs (T9.2)
Nom de l’acide Formule Nom de la base Formule
Acide chlorhydrique HCl Hydroxyde de sodium NaOH
Acide bromhydrique HBr Hydroxyde de lithium LiOH
Acide iodhydrique HI Hydroxyde de potassium KOH
Acide nitrique HNO3 Hydroxyde de magnésium Mg(OH)2
Acide sulfurique H2SO4 Hydroxyde de calcium Ca(OH)2
Acide perchlorique HClO4 Hydroxyde de baryum Ba(OH)2
Acide acétique (faible) CH3COOH Ammoniac (faible) NH3
Acide fluorhydrique (faible) HF
Acide + Base →→→→ Eau + Sel
Exemple : (Rx entre l’acide iodhydrique et l’hydroxyde de baryum) a- Moléculaire
b- Ionique complète c- Ionique nette
a) 2HI(aq) + Ba(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + BaI2(aq) Acide Base Eau Sel
b) 2 H+(aq)+ 2 I-(aq) + Ba2+(aq) + 2 OH-(aq) → 2 H2O(l) + Ba2+(aq) + 2 I-(aq)
c) 2 H+(aq)+ 2 OH-(aq) → 2 H2O(l)
Les réactions acidobasiques ont la même équation ionique nette.
143 D) Réactions de dégagement gazeux
Définition : Réaction qui forme un gaz quand on mélange deux solutions et qui s’accompagne d’effervescence.
Composés qui subissent des réactions de dégagement gazeux (T9.3)
Composés Produit intermédiaire Gaz dégagé
Sulfures (S2-) Aucun H2S
Production d’un gaz directement
(Sulfures) Sulfures
2 HCl(aq) + 2 K2S(aq) → H2S(g) + 2 KCl(aq) Production d’un gaz en passant par un
produit intermédaire (Les autres) Carbonates et bicarbonates
2 HCl(aq) + 2 K2CO3(aq) → H2CO3(aq) + 2 KCl(aq)
• H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g) Sulfites et bisulfites
2 HCl(aq) + K2SO3(aq) → H2SO3(aq) + 2 KCl(aq)
• H2SO3(aq) → H2O(l) + SO2(g) Ammonium
NH4Cl(aq) + KOH(aq) → NH4OH(aq) + KCl(aq)
• NH4OH(aq) → H2O(l) + NH3(g)
Bicarbonate de sodium + vinaigre → FORMATION DE CO2 (Réaction du volcan) NaHCO3(aq) + CH3COOH(aq) → H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g)↑
Base Acide
Réaction acidobasique et de dégagement gazeux.
144 E) Réactions d’oxydoréduction
Réactions d’oxydoréduction : Réaction au cours de laquelle des électrons sont transférés d’un réactif à l’autre et les états d’oxydation de certains atomes sont changés.
Exemple de réactions rédox (réduction-oxydation) - Rouille du fer
- Combustion
Deux ½ réactions simultanées. (TRANSFERT D’ÉLECTRONS)
Oxydation Réduction
- Perte d’électrons
- Nombre d’oxydation augmente - Agent réducteur
- Gain d’électrons
- Nombre d’oxydation diminue - Agent oxydant
Exercice #1 :
Attribuez un état d’oxydation à chaque atome dans chaque espèce.
Consulter : Règles d’attribution des états d’oxydations (T9.4) (Dernière page du document) SO42- O = -2
S = +6 Somme = +6 + (4-2)=2-
Cl2 Cl = 0
Exercice #2
Déterminez si chaque réaction est une réaction d’oxydoréduction. Si la réaction est une réaction d’oxydoréduction, identifiez quel élément est oxydé et lequel est réduit.
a) 4 Al(s) + 3 O2(g) → 2 Al2O3(s)
Oui, il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction puisque les états d’oxydation de certains ou de tous les atomes varient en passant des réactifs aux produits. C’est également une réaction de combustion.
Al est oxydé. Il est un agent réducteur O2 est réduit. Il est un agent oxydant Il ne s’agit pas d’une réaction d’oxydoréduction
145 F) Réactions de combustion
Définition : Type de réaction dans laquelle une substance se combine avec l’oxygène pour former un ou plusieurs composés contenant de l’oxygène.
Les réactions de combustion sont des réactions d’oxydoréduction.
Exemples :
a) Électrolyse de l’eau
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Avant Après
- H0 - O0
- H+ - O-2
b) Combustion du gaz naturel (CH4)
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
Avant Après
- C-4 - H+ - O0
- C+4 - H+ - O-2
Le CH4 est oxydé. C’est l’agent réducteur. Le carbone passe de -4 à +4. Le nbr d’oxydation augmente.
Le O2 est réduit. C’est l’agent oxydant. L’oxygène passe de 0 à -2. Le nbr d’oxydation diminue.
146 Chapitre 9 : Stoechiométrie II : les réactions chimiques
Aide-mémoire pour les exercices MonLab XL de chimie générale
Règles de solubilité des composés ioniques dans l’eau (T9.1) Solubilité
dans l’eau
Composés comportant les
ions suivants Exceptions
Solubles
Quelques acides et bases communs (T9.2)
Nom de l’acide Formule Nom de la base Formule
Acide chlorhydrique HCl Hydroxyde de sodium NaOH
Acide bromhydrique HBr Hydroxyde de lithium LiOH
Acide iodhydrique HI Hydroxyde de potassium KOH
Acide nitrique HNO3 Hydroxyde de magnésium Mg(OH)2
Acide sulfurique H2SO4 Hydroxyde de calcium Ca(OH)2
Acide perchlorique HClO4 Hydroxyde de baryum Ba(OH)2
Acide acétique (faible) CH3COOH Ammoniac (faible) NH3
Acide fluorhydrique (faible) HF
Composés qui subissent des réactions de dégagement gazeux (T9.3)
Composés Produit intermédiaire Gaz dégagé
Sulfures (S2-) Aucun H2S
147 Règles d’attribution des états d’oxydations (T9.4)
Règles Énoncés
1 L’état d’oxydation d’un atome dans un élément pur est de 0.
2 L’état d’oxydation d’un ion monoatomique est égal à sa charge.
3
La somme des états d’oxydation pour tous les atomes :
- dans une molécule neutre ou une unité formulaire est de 0.
- dans un ion est égal à la charge de l’ion.
4 Dans leurs composés, les métaux ont des états d’oxydation positifs.
- Les métaux du groupe 1A ont toujours un état d’oxydation de +1 - Les métaux du groupe 2A ont toujours un état d’oxydation de +2.
5
Dans leurs composés, on attribue aux non-métaux des états d’oxydation selon l’ordre de priorité suivant.
- Fluor (-1) - Hydrogène (+1) - Oxygène (-2) - Groupe 7A (-1) - Groupe 6A (-2) - Groupe 5A (-3)