Objectifs du chapitre

(1)

Chapitre 4 : Stœchiométrie

GCI 190 - Chimie Hiver 2009

(2)

Contenu

1. Les réactions chimiques et les équations : la stœchiométrie;

2. Réactifs, produits et rendement.

(3)

Objectifs du chapitre

Être en mesure de réaliser les calculs

stœchiométrique sur une base molaire et massique.

Se familiariser avec les concepts de réactif, produit et rendement.

(4)

Lectures recommandées

Chang et Papillon (2009)

Chapitre 3

• pp. 100-126

(5)

Rappel :

masse moléculaire

La masse moléculaire c’est la somme des masse atomiques des atomes qui forment une molécule.

Ex : Molécule d’eau (H₂O) Ex : Molécule d’eau (H₂O)

) (

* 1 )

(

*

2 masse atomique de H + masse atomique de l' O uma

uma

uma ) 1 * ( 16 . 00 ) 18 . 02 008

. 1 (

*

2 + =

5

(6)

Rappel :

masse molaire

La masse molaire (en grammes) d’un composé a une valeur numérique égale à sa masse

moléculaire (en uma)

Par exemple : 1 mole d’eau pèse 18.02 g

6.022 * 10²³ molécules d’eau pèsent 18.02 g

(7)

Rappel :

Composition centésimale

La composition centésimale est le pourcentage, en masse, de chaque élément contenu dans un

composé

% 100

× ×

= massemolairede l'élément élément

un d' e centésimal n

compositio n

Il est possible d’utiliser cette approche pour

déterminer la formule empirique d’une composé

% 100

× ×

= massemolaire ducomposé élément l'

de molaire masse

élément un

d' e centésimal n

compositio n

7

(8)

Réactions chimiques

Ces sont des interaction chimique entre atomes et/ou molécules qui résultent en la production de produits de réactions

Une équation chimique utilise des symboles chimiques pour indiquer ce qui se produit lors d’une réaction chimique

(9)

Réactions chimiques

O H

O

H 2 + 2 → 2

Réactifs Produit

…Réagit avec… Pour former…

« Rien ne se perd, rien ne se crée, mais tout se transforme »…

Il est impératif d’équilibrer cette expression

9

(10)

Réactions chimiques

O H

O

H 2 2 2 2

2 + →

2 molécules 2 moles

2*(2.02 g) = 4.04g

1 molécule 1 mole 32.00 g

2 molécules 2 moles

2*(18.02 g) = 36.04g 2*(2.02 g) = 4.04g 32.00 g 2*(18.02 g) = 36.04g

la stœchiométrie est le calcul des relations quantitatives entre réactifs et produits au cours d'une réaction chimique.

+

10

(11)

Symboles utilisés

(12)

Production d’ammoniac… les différentes relations stœchiométriques existantes

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)} → 2NH_{3 (g)}

1 molécule + 3 molécules → 2 molécules

12 molécules + 36 molécules → 24 molécules 12 molécules + 36 molécules → 24 molécules

6.022 * 10²³ molécules + 18.1 * 10²³ molécules → 12.0 * 10²³ molécules

1 mol + 3 mol → 2 mol

28 g + 6 g → 34 g

(13)

Relations stœchiométriques

(14)

Relations stœchiométriques

(15)

Relations stœchiométriques

(16)

Équilibrage des équations chimiques

Le nombre de chacun des atomes doit être le même de chaque côté de l’équation

1. Identifier les réactifs/produits et écrire leurs formules de chaque côté de la flèche

Équilibrer les expressions en faisant varier les coefficients devant

2. Équilibrer les expressions en faisant varier les coefficients devant les composés :

• Pour les éléments apparaissant 1 seule fois de chaque côté, les coefficients doivent être les mêmes;

• Pour les éléments apparaissant 1 seule fois de chaque côté, mais avec des nombres différents d’atomes, équilibrer ces éléments;

• Finalement, équilibrer les éléments qui apparaissent dans 2 ou plusieurs formules situées d’un même côté de la flèche.

3. Valider qu’il y ait autant d’atomes de chaque côté pour chaque élément.

(17)

Équilibrage des équations chimiques – la méthode algébrique

1. Attribuer des coefficients algébriques aux formules

2. Application de la loi de conservation de la masse

4 3

4 2

4 4

2

I P H O PH I H PO

P + + → +

4 3

4 2

4 4

2

I bP cH O dPH I eH PO

aP + + → +

2. Application de la loi de conservation de la masse

(4)

(3)

(2)

(1)

e O:c

e d

c H:

d a

I

e d

b a

P

4

3 4

2 4 :

4 2

:

=

+

=

+

= +

(18)

Équilibrage des équations chimiques – la méthode algébrique

3. Résolution du système d’équation par substitutions successives

Dans (1) remplaçons d par sa valeur dans (2)

e a

b

e a

b a

e d

b a

+

=

+

= +

+

= +

2 4

4 4

2

4 2

Dans (3) remplaçons c par sa valeur dans (4)

e a

b = 2 + 4

d e

e d

e

e d

c

4 5

3 4

8

3 4

2

=

+

=

+

=

(19)

Équilibrage des équations chimiques – la méthode algébrique

4. Ayant les expressions suivantes

d e

d a

e a

b

4 5

4

2 4

=

+

=

5. Posons une valeur arbitrale de a=1

e c = 4

( )

10 / 4 13

165 2

2 4

5 / 64 4

5 / 16 4

5

4 4

= +

= + ⇒

=

= ⇒

=

b e

a b

e c

e d

e

d a

1 a posons

(20)

Équilibrage des équations chimiques – la méthode algébrique

40 128 13

10

=

d c b a

4 3

4 2

4 4

2

13 128 40 32

10 P I + P + H O → PH I + H PO

32 40

=

= e d

(21)

Calcul des quantités de réactifs et de produits : les ratios molaires

Si l’on connaît les quantités de réactifs impliquées, est-il possible des déterminer la quantité de

produits formés?

Quelles quantités de réactifs doit-on utiliser pour former une quantité donnée de produits?

(22)

Calcul des quantités de réactifs et de produits : les ratios molaires

Les relations clés permettant de répondre

(éventuellement) à ces question reposent sur les ratios molaires existants entre les réactifs et les produits

Par exemple :

1 mol de N₂ produit 2 mol de NH₃

La production de 2 mol de NH₃ nécessite 1 mol de N₂

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)} → 2NH_{3 (g)}

2 3 3

2

N mol 1

NH mol

2 NH

mol 2

N mol

1 ou

22

(23)

Calcul des quantités de réactifs et de produits : les ratios molaires

Procédure

1. Écrire l’équation chimique équilibrée;

2. Convertir les quantités connues en moles;

3. Utiliser les coefficients pour calculer les ratios

3. Utiliser les coefficients pour calculer les ratios molaires recherchés;

4. À l’aide des ratios molaires déterminer les inconnus du problème;

5. Convertir, si nécessaire, le nombre de moles obtenues en unité massique.

(24)

En résumé…

Malone et Dolter (2010)

24

(25)

Le(s) réactif(s) limitant(s)

Lors de synthèses chimiques, les réactifs utilisés ne sont habituellement pas présents en quantités stœchiométrique

Le réactif qui sera le premier entièrement utilisé est le réactif limitant la quantité de produits

formés

Les autres réactifs dont la quantité dépasse celle requise pour réagir avec la quantité de réactif limitant présent

sont les réactifs en excès.

(26)

Le(s) réactif(s) limitant(s)

(27)

Le(s) réactif(s) limitant(s)

Procédure :

1. Écrire l’équation équilibrée;

2. Convertir les données massiques sous forme molaire;

molaire;

3. Déterminer la quantité de produit formé

théoriquement par chaque réactif en utilisant les ratios molaires;

Le réactif formant théoriquement le moins de produit est le réactif limitant la réaction.

27

(28)

Le rendement d’une réaction

Jusqu’à présent, nous avons assumé que la totalité des réactifs limitant impliqués était consommée lors de la réaction chimique

Toutefois, ceci est rarement le cas!

Limitations associées :

Cinétique;

Thermodynamique;

Empoisonnement du catalyseur;

Etc.

(29)

Les rendements

Le rendement théorique d’une réaction

correspond à la quantité de produit formé en supposant que tout le réactif limitant a été consommé;

Le rendement réel est, quant à lui, la quantité réellement obtenue de produit à la fin d’une réaction chimique.

(30)

Le pourcentage de rendement

Le pourcentage de rendement peut varier entre < 1%

jusqu’à 100%

% 100

×

= Rendement Théorique réel

Rendement rendement

de e Pourcentag

jusqu’à 100%

Optimisation des procédés pour augmenter le pourcentage de rendement

• Conditions du milieu (T°, P, etc.)

• Catalyseur

• Excès

• Etc.

(31)

En résumé…

Les réactions chimiques sont représentées par une notation symbolique

Réactifs

Produits

Énergie ajoutée, catalyseurs, etc.

Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme!

Les équations doivent être équilibrées

La production de produits à partir de réactifs se fait selon des relations molaires;

(32)

En résumé…

À partir de ces relations molaires, il est possible d’obtenir les quantités massiques impliquées;

Les réactions peuvent être limitées par un des

Les réactions peuvent être limitées par un des réactifs : il s’agit du réactif limitant;

Dans la vraie vie, la totalité du réactif limitant n’est pas consommée, ce qui a un impact sur le

rendement de la réaction.

(33)

Exercices suggérés

Chang et Papillon (2009)

Chapitre 3 : 3-43, 3-59, 3-65, 3-69, 3-83, 3-92