Les proportions chimiques dans les composés

Chapitre 6

Les proportions chimiques dans les composés

1. Pourcentage de composition

*Pourcentage retrouvé de chaque élément dans un composé.

Loi des proportions définies:

Dans un composé chimique, les éléments qui le composent sont toujours présents dans un même rapport de masse.

On peut calculer le pourcentage de composition de deux manières:

a) d’après des données de masse

ex: Un composé d’une masse de 87,83g contient 55,23g de calcium et 32,60g de soufre. Quel est son pourcentage de

composition?

Il faut trouver le pourcentage de chaque élément dans le composé.

b) d’après une formule chimique

ex: Calcule le pourcentage massique de

carbone, d’hydrogène et d’oxygène dans le saccharose C₁₂H₂₂O_11.

Masse molaire du C₁₂H₂₂O₁₁ =

12 mol C x 12,01 g/mol C = 144,12g C 22 mol H x 1,01 g/mol H = 22,22g H 11 mol O x 16,00 g/mol O = 176,00gO

342,34g

Faire les exercices 2 et 4 p.201 et 6 et 8 p. 204.

2.

Formule empirique: Formule la plus simple d’un composé chimique.

Ex: Al₂O₃ , CO

Formule moléculaire: Formule qui nous donne le nombre d’atomes de chaque élément dans le

composé.

Ex: C₆H₆ = formule moléculaire CH = formule empirique

3. Calculs de la formule empirique

ex: Calcule la formule empirique d’un composé constitué de 92,3% de C et 7,7% de H.

Solution:

1. Supposons que l’on a 100g de ce composé, on aura donc 92,3 g de C et 7,7g de H.

2. Trouvons le nombre de moles de chaque élément.

On divise par 7,62

On aura donc 1,01 mol de C et 1,00 mol de H. Le rapport est donc 1:1 et la formule empirique est CH.

3. Trouvons le rapport le plus simple entre les deux en divisant par la plus petite quantité.

Ex: Calcule la formule empirique d’un composé constitué de 69,9% de Fe et 30,1% de O.

Solution:

On obtient donc 1,00 mol de Fe et 1,50 mol de O. On doit donc multiplier les deux quantités par 2 afin

d’obtenir un nombre entier.

1,00 mol x 2 = 2,00 mol de Fe et 1,50 mol x 2 = 3,00 mol de O. La formule empirique est donc Fe₂O₃

Divise par 1,25

Faire p.209 #9 à 12 et p.211 #13 à 16

Exemple:

Le ribose a comme formule empirique CH₂O et sa masse molaire est de 150,0 g/mole. Quelle est sa formule moléculaire?

Solution:

(CH₂O)_x= 150,0 g

[12,01 g + 2(1,01g) + 16,00]x = 150 30,03 x = 150 donc x = 5

formule moléculaire =C₅H₁₀O₅

4. Calculs de la formule moléculaire d’un composé

Formule moléculaire: Formule qui nous donne le nombre d’atomes de chaque élément dans le composé.

Exemple: L’analyse d’un composé démontre qu’il est constitué de 21,9% de Na, 45,7%

de C, 1,9% de H et 30,5% de O. Quelle est la formule moléculaire de ce composé si sa masse moléculaire est de 210g?

Solution:

On peut supposer que l’on a 21,9 g de Na, 45,7g de C, 1,9g de H et 30,5 g de O.

Méthode 1:

Nous avons donc un rapport de 1mol Na : 4 mol C : 2 mol H : 2 mol . La formule empirique est donc :

NaC

H

O

Divise par 0,953 =

1,00 mol Na 3,99 mol C 2,0 mol H 2,00 mol O

(NaC₄H₂O₂)x = 210 g

[22,99 g + 4(12,01g) + 2(1,01g) +2(16,00g)]x = 210 g 105,05 x = 210 g

x = 2

Donc la formule moléculaire est donc :

Na

C

H

O

Méthode 2:

À partir du nombre de mole de chaque élément, on peut déterminer la formule moléculaire du composé.

La formule moléculaire est donc

Na₂C₈H₄O₄

Exercices #17 à 20 p.218

5. Calcul de la formule d’un hydrate

Dans un composé hydraté, il y a de l’eau.

Lorsque cette eau s’évapore, nous avons un

composé sec (anhydre). On peut alors calculer la formule du composé hydraté avec ces

informations.

Ex: BaCl₂.H₂O

Exemple:

Un composé d’hydroxyde de baryum hydraté a une masse de 50,0g. Lorsque vous faites

évaporer l’eau, le composé anhydre a une masse de 27,2 g. Quelle est la formule moléculaire de ce composé?

Solution:

Masse du Ba(OH)₂= 27,2g Masse de l’eau = 22,8g

Nous avons donc un rapport de : 1 Ba(OH)₂ :8 H₂O

Donc, la formule moléculaire est :

Ba(OH)₂.8 H₂O

Divise par 0,159 1 mol Ba(OH)₂ 7,96 mol H₂O