I. Définition de la formule chimique

V. Formules chimiques et équations chimiques

Chapine 5. Formrles chimiques et équations chimiques

aGaaaaQQGG -x-x-x- î î I î î I î î I î

I,eçon 14. F'onnulos chimiçres

GAaAAA-X-X-X- îîîîî

I. Définition de la formule chimique

Activité:

Observer

le

tableau ci-dessous

et donner la définition de

la formule chimique.

Nom des corps simples et des co{ps composés Formule chimique

Sodium

Na

Calcium Ca

Dioxygène Oz

Dioxyde de carbone

(gu

carbonique)

Coz

Acide

nitrique

HNO3

Hydroxyde de calcium (chaux éteinte) Ca(OFI)2 Chlorure de sodium (sel de table) NaC{,

La formule

chimique est

le

symbole chimique décrivant

un

corps simple

ou un

^composé

^pour montrer la relation entre le nombre

d'atomes de chacun des éléments présents dans la molécule.

II. Les tvnes de formules chimiques

On distingue fois types de ^formules chimiques; les

formules empiriques, les formules m'oléculaires et les formules structurales.

2.1.@

La

formule empirique

d'un

composé représente la proportion relative de chacun de ses éléments en nombres entiers les

plus

simples. Par exemple, la formule empirique du glucose, CH2O, nous

dit

seulement que ce composé contient du carbone, de I'hydrogène et de I'oxygène dans le rapport C :

H

: O

: _I

_:

_{2 : l.}

* Détermination

de la

formule empirique

Les méthodes pour obtenir les formules empiriques sont :

a)

n faut

coruraître

la liste des éléments qui le

composent, organisés soit par :

110

V. Formules chimiques et équations chimiques

- I'information directe: la

masse

ou le

pourcentage massique de chaque élément présent dans le composé.

- I'information

indirecte

; la combustion d'un

composé organique

fournit du dioxyde

de carbone

et

de

I'eau;

pour cela" on peut déterminer la masse de carbone présent dans le dioxyde de carbone et la mzùsse d'hydrogène dans I'eau.

b)

On

cherchera ensuite

la fraction

massique

de

chaque élément

dans le ^composé en utilisant la formule suivante:

le pourcentage (ou la masse)

d'un

élément dans le composé divisé

par la

masse

atomique de celui-ci.

Transformer

les

résultats obtenus

en

nombres

entiers en les divisant par le plus petit

d'entre eux.

c)

Utiliser les

résultats

du nombre

d'atomes

de l'étape b)

pour écrire la formule empirique.

Exemple l. La

décomposition

de

433,22

g d'un

composé révèle

qu'il

contient 401,22 g du mercure

(Hg),

le reste est I'oxygène. Déterminer la formule empirique de ce composé.

@onnées les masses atomiques de

O:

¹⁶ ;

Hg:

200,6)

Solution

-

Sachant la masse du mercure dans le composé est :

Hg:

^{401,22 g}

-

^{Masse d'oxygène} dans le

composé

O

:

_433,22

_-

_401,22

:

_{32 g}

-

Créer une proportion

-

Proportion en masse

-

Proportion en nombre d'.atomes

Hg

401,22

o

32

32 401,22

200,6

2

t

2

1

l6

2

t

2

1

-

^Diviser par le plus

petit

La formule empirique est donc :

IfgO

Exemple

2.un

échantillon

d'un

composé, pesant 2,36 g, qui ne contient que du carbone (C), _de I'hydrogène

(H)

et de I'oxygène

(o),

est soumis à la combustion en présence du dioxygène.

À h

suite de cette combustion,

on

obtient 5,76

g _du

dio>ryde de carbone

et2,34 g

d'eau. Quelle ^est la formule empirique de ce composé ?

@onnées les ^masses atomiques de

H: I

; C

:

_{12 ;}

_O:

₁₆₎

. Formules chimiques et équations chimiques

Solution

-

Déterminer

la

masse

du

carbone présent dans 5,76

g du dioxyde

de carbone :

COz 44g -+ lzeç)

12x5,76

5,76

g----)

m (C)

= : _lr57

_g

Déterminer la masse d'hydrogène présent dans 2,34

gd'eau

:

H2O l8e + ^2e(H)

2,34

g

^m

^(rD :

^2'=2:34

^:0,26

g

l8

La masse d'oxygène dans le composé ^: m (O)

:2,36 -

^I,57

- ^0,26:

^{0,53 g}

Créer une proportion Proportion en masse

Proportion en nombre d'atomes

-

^{Diviser pa,r le plus}

^petit

C 1,57

1,57

t2 0,13

0,13 0,033

3,93

^:

4:

H

0,26

0,26

I

0,26

0,26 0,033

7,87 8

o

0,53 0,53

l6

0,033

0,033 0,033

1

I

La formule empirique est donc : CIH3O

Remarque

:

En

^général,

la formule

empirique ne peut pas déterminer

la

nature et la structure réelle du composé.

2.2.1

ormule

molécu

laire

La

formule moléculaire

d'un

composé est un

multiple

de sa formule

empirique et

donne

le

nombre exact des atomes

qui

composent la

formule de la

substance.

Par

exemple,

la formule moléculaire

du glucose, CeFIrzOo, nous

dit

que chaque molécule de glucose contient 6 atomes de carbone,

t2

atomes d'hydrogène et 6 atomes d'oxygène.

La formule

moléculaire peut déterminer

la

nature des substances.

À partir de

La

formule moléculaire, on peut écrire

exactement la formule stnrcfurale.

112

V. Formules chimiques et fouations chimiques

.l Détermination

de la

formule moléculaire

Il

existe plusieurs méthodes de déterminer la formule moléculaire :

déterminer à partir de la formule générale, de la

^formule

empirique, de

l'équation

chimique,

etc...

Pour trouver

la

fonnule moléculaire

d'un

composé,

il

^nous faut une autre

information:

sa

masse

molaire moléculairc. La

^masse

molaire

moléculaire peut être calculée par la densité, ^par la masse volumiqu€,

ptr

la relation du nombre de mole et de la masse, etc...

1)

Détermination

des masses molaires moléculaires

- Déterminer la

masse moléculaire

par la

^masse

volumique

de

gaz:

D'après la formule

=) ^{M: DxV}

D :

_{masse volumiqu e}

_(g/L;

_g/dm3)

M:

^masse moléculaire de la substance.

Z:

^{volume du gaz dans} les CNTP

:22,4 _L/mol

rn

_

_{masse de la substance (g).}

y

:

_{volum e du gaz}

_(L

_;

_d-')

-

Déterminer la masse moléculaire par la densité :

D'après la formule

D:M=L

Vv

d--

^M,

M2

9 Mt:

dxM2

d:

^densité.

Mt:

^masse moléculaire,

Mz

:

_masse moléculaire comparable.

2)

Détermination

des

formules

moléculaires

il ^existe plusieurs méthodes de déterminer des

^formules

moléculaires:

a)

Détermination de la formule moléculaire à ^partir de

^la

formule

eénérale

Il faut d'abord

connaître

la formule

générale

et calculer

la masse molaire moléculaire

du

composé d'après les données de

l'énoncé. Ensuite

utiliser

la relation (somme des masses de tous les atomes dans la formule

générale)xn:

masse moléculaire.

V. Formules chimiques et équations chimiques

Exemple

1.

Un

^gaz d'hydrocarbure saturé de masse volumique

1,36 glL a un volume de 22 L. Déterminer la

^formule

moléculaire de cet hydrocarbure, sachant que la

formule générale de I'hydrocarbure saturé est Col{zn+2.

@onnées les masses atomiques de H

:

_{1 ;}

_C:

₁₂₎

Solution

-

^{Chercher la masse} moléculaire de I'hydrocarbure ^: D'après la

formule D: y + M: ^DxV

V

M

=

DxIl:

^1,36

^{glL x22L} :

_29,92 æ 30

-

Déterminer la formule moléculaire ^:

La formule générale de I'hydrocarbure saturé est CoIfzn+z

On a

donc l2n+ 2n+ 2:

³⁰

I4n:30 - 2:28 + n:

²⁸

^:

²

t4 La formule moléculaire de cet hydrocarbure saturé est: C2!16

Exemple 2. Un

hydrocarbure de

formule

CnIIz, a

pour

densité par rapport au dihydrogène égale à28. Déterminer ^:

-

^{la masse} molaire moléculaire _;

-

^la formule moléculaire de ce composé.

@onnées les ^masses atomiques de H

:

_{1 ; C}

_--

_L2)

Solution

-

Calculer la masse molaire moléculaire ^: D'aPrès la

formule '

d: +

^M2

= ^Mi:

^dxM2

Mt: dxM2:28x2:56

-

Déterminer la formule moléculaire ^: CnIùn

:56

l}n+ 2n: 56 + n:

⁵⁶

^:

⁴

t4

La formule moléculaire de cet hydrocarbure est:

Cift

Exemple 3. L'oxyde

de soufre de

formule

SO, a

pour

densité pax rapport

àl'ah

égal

à2,Z.Déterminer

:

-

^{la masse} molaire moléculaire _;

-

^la formule moléculaire de ce composé.

(Dorurées les masses atomiques de

O:

¹⁶ ; ^S

:32)

tt4

V. Formules chimiques et équations chimiques

Solution

-

Calculer la masse molaire moléculaire :

D'aPrès la

formule d: + + Mt:

^dxMz

M2

Mt

=

dxM2:2,2x29:

6318

*

64

-

Déterminer la formule moléculaire :

D'après la

relation SO*:64

Ona: 32+I6x:64 + x-64-32-2

16

La formule moléculaire de ce composé est : SOz

Exemple 4. Un

composé

de formule KC8O. a ^pour

^masse

moléculaire 138,5. Quelle ^{est sa} formule moléculaire ?

(Données les masses atomiques de O

:

_{16 ;}

_Cl,:35,5

_;

_K :

₃₉₎

Solution

D'après la relation

KCIO*:138,5

Ona: 39+35,5+l6x:138,5

:â

x

-

^{138'5 -39}

^-35'5 -

⁴

t6

La formule moléculaire de ce composé est :

KCtOa

b)

formule emnirique

Il faut d'abord

déterminer

la formule empirique et la

masse molaire moléculaiie du composé ; ensuite faire la relation ^:

(somme des masses de la formule empirique)

,n:

^masse moléculaire

Une formule

empirique peut donner plusieurs formules moléculaires dépendant de la valeur de n.

Exemple

: la formule

empirique CH2O permet de

trouver 2

formules moléculaires :

-

Si

n:2

^{on a (CHzO)r}

= CzfuOzou CHTCOOH:

acide acétique ou acide éthano'ique.

-

Si n = ^{6 on} a

(CI{2O)6:

CoFIrzOe : le glucose.

V. Formules chimiques et équations chimiques

Remarque

:

-

Les formules empiriques et moléculaires sont les mêmes si

n:

^1.

-

^Certaines formules chimiques représentent

à la fois

des formules empiriques

et

moléculaires,

par

exemple,

l'eau (IùO), le

chlorure de sodium

(NaCt), l'hydroxyde

de potassium (KOFD...

Exemple 1. Un

composé

est formé de

24,68Yo

de

^potassium

(K) ;

^34,8lyo de manganèse (I\rIn)

et

40,50Yo d'oxygène

(O),

si la masse molaire moléculaire du composé est 158 g/mol, quelle est la formule moléculaire du composé ?

(Données les masses atomiques de

O:

¹⁶ ;

K:39

;

Àzln:

55)

Solution

Déterminer la formule empirique :

-

Proportion enYo

-

Proportion en nombre d'atomes

-

^Diviser par le plus

petit

K:

24,68

24,68 39

0,633

0,633 0,633

1

Mn:

34,81

^:

34,81

55

¹⁶

0,633 :

^2,531

0,633

^2,531

0,633

^0,633

1 :

^3,998

o

40,50 40,50

La formule empirique est donc : KMnOa

Déterminer la formule moléculaire par la formule empirique :

- (KIvInOa)xn:

158

(39+55+4x16)xn=

158

I58 n:

¹⁵⁸

= ^n=I

La formule moléculaire est donc :

KMnOt

Exemple 2. Un

composé est

formé

de 0,20

g

d'hydrogène

(fD

_;

10,4

g

de chrome

(Cr) et 1I,22 g

d'oxygène

(O). La

densité par rapport à I'eau de ce composé est égale à 12,22. Déterminer :

-

La formule empirique de ce composé.

- ^La

formule moléculaire de ce composé.

(Données les masses atomiques de H

: _{I iO} :

_{16 ; Cr}

:

₅₂₎

116

V. Formules chimiques et équations chimiques

Solution

-

Déterminer la formule empirique :

H:Cr :

^O

Proportion en

masse 0,20 : 10,4 :

^1I,22

Proportion en nombre

d'atomes ry9 _r5216 , Y ^{, tl'!'}

0,20:0,20:0,70

Diviserparlepluspetit H, H r#

1:I:3,5

Multiplierpar?onadonc 2 : 2 :

⁷

La

formule empirique est donc : H2Cr2O7

-

Déterminer la formule moléculaire par la relation ^:

(somme des masses de la formule empirique)

,r:

^formule moléculaire Déterminer la masse molaire moléculaire :

D'aPrès la

formule d: + + Mt:

^d.xM2

M2

Mt: dxM2: 12,22x18:

219196

*

220

(H2Cr2O)xn:

220

(l

x2

*

2x52 + 7

x16)xn :

₂₂₀

(218)xn:220 = ":??9:t

²¹⁸

La

formule moléculaire est donc : H2Cr2O7

c)

Détermination, de la formule moléculairô à ^partir

^de

l'équation chimique

On peut déterminer la formule moléculaire à

partir

de l'équation chimique ^:

-

^écrire l'équation-bilan de la réaction, équilibrer cette équation

en introduisant devant les formules chimiques de

chaque

espèce un nombre stæchiométrique. Le

^nombre

stæchiométrique est un nombre entier.

- utiliser

la

loi d'Avogadro

qui énonce que : << dans les mêmes conditions de température et de pression, des volumes égaux de gaz differents contiennent le même nombre de molécules ^>>

et la

loi

de Gay Lussac qui énonce que ^<< les gaz se mélangent entre eux selon des rapports volumétriques simples ^>>

V. Formules chimiques et équations chimiques

Exemple l.Laréaction

de 40 cm3

du

dtazote gazeuxavec 120 cm3

du dihydrogène

gazevx

donne 80 cm3 d'un gM X

^(volumes

mesurés dans les mêmes conditions). Quelle est la

^formule

moléculaire du ^gaz

X

?

Solution

N, + Il, --+ ^X

4o

cm3

¹²⁰

cm3

^{8o cm3}

D'après la

loi

de Gay Lussac

:

^{1 cm3}

D'après la

loi d'Avogadro : I ^molécule

³

L'équation

équilibrée est donc

: Nz ⁺

3

cm3 ²

^cm3

molécules 2 molécules

3H.2

_) _2X

2 NH3 Ce qui correspond à

: N, + 3IIa _---)

La formule moléculaire

deXest

donc

I\H3

Exemple 2. La combustion dlune mole d'un

^gaz

d'hydrocarbure

utilise

208

g

du dioxygène. De plus, la réaction donne naissance

à 89,6

dm3

du dioxyde de

carbone (CO2) et 3,01x 1024 molécules d'eau. Déterminer

la

formule moléculaire de cet hydrocarbure.

(Données les masses atomiques de

H:

¹ ;

O:

¹⁶⁾

Solution

C"H/ +

^{(x +}

yl4)

02

I mol ry ^{:6,5 mol}

32

On a donc

x:

⁴

y/2:5 + 2x5:10

La formule moléculaire est

i Cif

ru

Exemple 3. ^L'analyse du

composé

de

chromate

de

^sodium

hydraté, Na2CrOa.nII2O

montre qu'il y a

15,20Â

en

masse de chrome

(Cr).Déterminer

la formule moléculaire de ce composé.

(Données lesmasses atomiques

deH: I

_;

O: ^16; Na:23;

Cr:

⁵²⁾

Solution

D'après la formule

Na2CrO a.nII2O

monfie qu'il y a un

seul

atome de chrome donc

^15,20Â

en masse de chrome

(Cr) correspond à 52 g.

Na2CrO4.nIÀ2O 100% a pour masse totale

X

---+ xCOz + ylztl2O 39.6 , a

^3.01x

1024

^F

"')v :4 mOl

^-,-

^-'--'== :

_{5 mOl}

22,4

6,02x10'"

118

V. Formules chimiques et équations chimiques

D'où x: ^tol::' :

₃₄₂ g

15,2

D'où

la masse de Na2CrO += ⁴⁶ + ₅₂

+ 4xl6:

^{162 g}

et la masse de

nH2O:342 -

¹⁶²

-

^{180 g}

Onadonc18ru:180 + n:l8o:l0

La formule moléculaire de

Na2CrO4.n!ÀzO

l8 est

^donc

Na2CrOalLH2O:

chromate de sodium décahydraté

2.3.Formule structurale

Exemple

I

. Le ^gaz

carbonique

de formule moléculaire

CO2 peut écrire avec la formule structurale ainsi ^:

O:C:O

Définition: La formule

structurale est

une formule qui

représente I'enchaînement des atomes d'une molécule..

Exemple 2.

Le

méthane a pour formule moléculaire CFI+. Quelle ^est

sa formule structurale ?

H

H-C-H

I

I

H

aaaaaaGGaG -x-x-x- î î î î î î î î î î

Exercices

1.

Un

composé de masse molaire moléculaire 88

g/mol renferme ll2 ^g

^de

fer et

64

gde soufre. Quelle ^est la formule moléculaire de ce composé ?

2.Une

analyse

révèle qu'un

composé

contient 3l,9yo de

potassium

(K),

28,9yo de chlore (C,0)

et

39,2yo d'oxygène

(O),

en masse. Déterminer la formule empirique de ce composé.

3.La

décomposition

de

15

g du

sulfate

de

sodium hydraté NazSOt.xHzO

foundt

7,05

g

d'eau. Déterminer

la formule

moléculaire de ce composé hydraté.

4.

L'oxyde de

manganèse

a pour formule MnO*. L'analyse révèle

que ce composé contient 63,7yo de manganèse, en masse. Déterminer la valeur de

x dans ce composé.

V. Formules chimiques et équations chimiques

5. L'analyse

d'un

composé de formule

BryCdIjQsHù,révèle

la présence de I0,46yo du brome (Br). Déterminer la valeur de n dans ce composé.

6. Quand on chauffe 3,178 g du cuiwe en présence

d'un

excès du dioxygène,

il

^se forme 3,978 g

d'wt

oxyde de couleur noire. Quel est le pourcentage en masse de chaque élément dans cet oxyde ?

7.Un

composé de formule XrY+Oo de masse 53,6

g contient I9,2 g

de

X

et 7,2xI023 atomes

d'oxygène.

Quelles sont les masses atomiques de

X

^et

Y?

8.

Un

échantillon d'hydrate de

X

de formule X.2H2O pesant 5 g _est chaufË

jusqu'à l'obtention une

masse

de 4 g de X. _Quelle est la

masse moléculaire de

X

?

9.

Un

composé de masse molaire moléculaire 80 g/mol contient 50Yo

deXet

50% de

Y.

Étant donné les masses atomiques de

X :

_{10 et}

_Y :

_{20, quelle}

est la formule moléculaire de ce composé ?

aQaGeaQaGQ -x-x-x- î î î î î î î ^e î î

r20