Transcript chap 9 stoechiometrie

Chap. 9
- GYS - 2e DF - Chimie - D. Scanu -
Stoechiométrie: plan du cours
Solutions et
Stoechiométrie
I) Introduction
II) Les solutions
A) Introduction
B) Solubilité
C) Equation dedissolution d’un sel
D) La concentration
E) La dilutions
III) Stoechiométrie
A) Rappels sur les équations
B) Rappels sur la quantité de matière
C) Détermination des quantités de matière
D. Scanu
I) Introduction
La préparation des solutions est un outil indispensable au chimiste,
que ce soit pour obtenir de petites quantités d’un réactif ou pour
faire des réactions chimiques.
En effet, grâce à la possibilité de diluer et à celle de mesurer des
petits volumes plus facilement que des petites masses, la
préparation de solutions est bien utile. Par ailleurs, pour qu’une
réaction ait lieu, il faut notamment que les réactifs rentrent en
contact, avec une certaine énergie, un certain angle d’approche.
Dans les liquides, les mouvements aléatoires des particules
permettent alors aux réactifs de rentrer en contact afin de réagir.
D. Scanu
Lorsque l’on crée un mélange en mettant un corps purs dans un
liquide, on peut obtenir deux types de mélanges :
les mélanges hétérogènes : à l’oeil nu ou avec un microscope, on
peut distinguer des particules dans le liquide. Suivant la taille de
ses particules, on distingue :
Les suspensions (grosses particules)
Les colloïdes (très petites particules)
les mélanges homogènes : impossible de distinguer les particules
rajoutées au liquide
Les solutions
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Ex. de solution colloïdale : le lait
Exemple de suspension : la boue !
La micelle de caséine, composant
protéique principal du lait (80% des
protéines du lait), est sans doute
l'objet colloïdal naturel que l'on
rencontre le plus communément dans
notre vie quotidienne. Et pourtant, sa
structure est très mal connue.
II Les solutions
A) Introduction
On appelle « soluté » un composé qui est dissout dans un liquide, il
s’agit de la substance minoritaire.
On appelle « solvant » le liquide qui peut dissoudre le ou les
composés chimiques concernés, c’est la substance majoritaire.
Et donc, on appelle « solution », tout mélange homogène de 2 ou
plusieurs substances.
Sinon, il y a aussi les boues
thermales composées d’argile et
d’eau minérale pour les soins
B) Solubilité
Dans le chapitre sur les liaisons chimiques, nous avons vu qu’il est
possible de dissoudre certains sels dans de l’eau et ce en plus ou
moins grande quantité selon la nature du sel (et la température).
En fonction de la quantité de matière (mol) que l’on dissout dans un
solvant, on obtient une solution plus ou moins concentrée :
Peu concentrée
Modérément
concentrée
Très
concentrée
0,1 mol de colorant
dissous dans 1 L
1 mol de colorant
dissous dans 1 L
10 mol de colorant
dissous dans 1 L
Le soluté peut être solide, liquide ou gazeux.
Exemple d’une bouteille d’acide chlorhydrique : il s’agit d’un mélange
homogène d’un gaz dissout (HCl) dans un liquide (eau).
Dans cette solution, le solvant est l’eau et le soluté est HCl. C’est un
gaz soluble dans l’eau.
L’ensemble {eau + HCl} est appelé solution d’acide chlorhydrique.
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B) Solubilité
B) Solubilité
C’est la quantité maximale de soluté qui peut être dissout dans un
certain solvant. Cette grandeur est fonction de la température.
Lorsque cette limite est atteinte, on parle de « solution saturée ». Au
delà de cette valeur, l’excédent précipite.
Pour qu’une molécule se dissolve, il faut qu’elle ait des affinités
chimiques avec le solvant dans lequel elle est placée.
Pour qu’une substance soit considérée comme « soluble » dans un
solvant, il faut qu’au moins 1 g puisse se dissoudre.
Dans le cas contraire, quand une substance ne peut pas se dissoudre
dans un solvant, on dira que la substance est « insoluble » dans le
solvant concerné.
Ex :
De façon générale : les substances polaires sont solubles dans des
solvants polaires alors que les substances apolaires le sont dans les
solvants apolaires.
Remarque : les sels sont tous considérés comme des substances
polaires.
Exemples de solvants polaires : eau, éthanol
Exemples de solvants apolaires : hexane, toluène
le NaBr est soluble dans l’eau
Mais le NaBr est insoluble dans l’hexane
B) Equation de dissolution d’un sel (rappels)
Ecrivez les équations de dissolution du :
1) Nous n’étudierons que les équations de dissolution dans l’eau
2) Au début, le sel est solide (S)
3) A la fin, les cations (+) et les anions (-) sont séparés
1) Chlorure de magnésium
4) A la fin, les cations et les anions sont entourés d’eau (aq)
Exemple :
NaCl(S) → Na+(aq) + Cl-(aq)
2) Iodure de lithium
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Mais ces équations sont théoriques !
En effet, tous les sels ne sont pas solubles dans l’eau.
La solvatation des ions (cas du NaCl)
(a) Dislocation du réseau cristallin
(b) Solvatation des ions Cl–
(c) Solvatation des ions Na+
Le «formulaires et tables» indique de façon non exhaustive
ce qu’il en est pour certains sels.
Cf. tableau page 243
Comment comprendre le tableau :
-> il faut connaitre le cation (ligne) et l’anion (colonne) du sel
ο (Rond) : soluble
(Triangle) : insoluble
X (croix): le composé n’existe pas
Dissolution de sels et absorption/émission d’énergie
3 cas possibles :
Rappel : Lorsqu’une réaction chimique dégage de l’énergie/chaleur on
dit que la réaction est exothermique.
Lorsque de l’énergie est absorbée par la réaction chimique (le milieu
réactionnel refroidi), la réaction est dite endothermique.
1) Ehydratation > E réseau
la dissolution sera exothermique
Les dissolutions de sels peuvent, elles aussi, être endo ou
exothermiques en fonction de la différence entre Ehydratation et E réseau
2) Ehydratation < E réseau
la dissolution sera endothermique
E réseau : pour permettre la cohésion du réseau, il faut fournir de
l’énergie au réseau
E hydratation : lorsque les molécules du solvant entrent en contact avec
les ions du soluté pas encore dissout, de l’énergie se dégage pour
dissoudre le réseau = énergie d’hydratation.
3) Ehydratation ≈ E réseau
la dissolution sera athermique
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D) La concentration
Exercice 1
La concentration C, d’un soluté dans une solution, est le rapport de la
quantité de matière n, de ce soluté, par le volume total V de la
solution.
Dans les ampoules fluocompactes il y a au moins 1·10-5 mol de
mercure (soit 2 mg).
Si l’on pouvait dissoudre cette petite quantité de mercure dans un
volume de 1000 L, quelle serait la concentration en mercure?
C=n/V
C : en mol/L
n : en mol
V : en L
Il est aussi possible de mesurer la concentration en g/L, en
pourcentage massique %m, en parties par million (ppm) ou encore en
parties par milliard (ppb).
Exercice 2
Exercice 3
Calcul de la concentration en NaCl d’une eau de mer.
Après évaporation de 12 L d’eau de mer, il reste 360 g de NaCl.
Un comprimé «d’aspirine 500» contient m = 500 mg d’aspirine
(aspirine = acide acétylsalicylique de formule C9H8O4)
1) Calculer la masse molaire de NaCl
1) Calculer la masse molaire de l’aspirine
2) Calculer la quantité de matière de NaCl dans 360 g de NaCl
2) Calculer la quantité de matière d’aspirine dans 1 comprimé
3) Calculer la concentration molaire en NaCl dans l’eau de mer
3) Dans un verre d’eau on met: 1 comprimé d’aspirine et 150 mL
d’eau. Calculer la concentration en aspirine.
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Exercice 5
Exercice 6
Quelle masse de sulfure de sodium a-t-on dissoute dans 3 L d’eau
pour obtenir une concentration en sodium telle que : [Na+] = 0,1mol/L
11,1 g de chlorure de calcium sont dissous dans 250 mL d’eau.
1) Quelle est la formule du chlorure de calcium?
2) Quelle est la concentration en Ca2+ et en Cl- ?
E) La dilution
Exercice 7
Afin d’obtenir 50 mL de solution 0,5 M à partir d’une solution 1,3 M,
combien dois-je prélever de solution mère ?
+ solvant
De façon générale, lorsque l’on a une dilution :
Ci · v’ = Cf · Vf
Avec :
Ci = concentration initiale
v’ = volume de départ ou volume prélevé
Cf = concentration finale
Vf = volume final
Rappel sur les volumes :
1 L = 1000 mL = 1 dm3 = 1000 cm3
1 m3 = 1000 L
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Exercice 8
Exercice 9
Je possède une solution mère contenant un composé de
concentration Ci = 1,2 mol/L.
Je prélève 50 mL de cette solution mère que je conplète avec de l’eau
pour faire une solution fille de concentration : Cf = 0,3 mol/L
1) Quel est le volume de la solution fille ?
2) En déduire quel volume d’eau a été rajouté aux 50 mL prélevés de la
solution mère pour conduire à cette solution fille.
Un chimiste veut diluer dix foix une solution de concentration 2 M.
Sachant que le volume de départ est de 23 mL, combien doit-il
rajouter d’eau?
Exercice 10
II) Stoechiométrie
A) Rappels sur les équations
2 g de MgSO4 sont dissous dans 450 mL d’eau, puis 50 mL de cette
solution sont prélévés et mis avec 310 mL d’eau. Quelle est la
concentration finale en ion magnésium ?
Soit l’équation suivante : 2H2 + 1 O2
2 H2O
Cette équation signifie que 2 molécules H2 vont réagir avec 1 molécule
de O2 pour donner 2 molécules d’eau.
On pourrait aussi dire que 2 moles de H2 vont réagir avec 1 mole de O2
pour donner 2 moles d’eau.
Donc : 2 mol de H2 sont nécessaires pour réagir avec 1 mol de O2 afin
de pouvoir donner 2 mol d’eau.
Si j’ai 4 mol de H2, il me faut donc 2 mol d’O2 et j’obtiendrai 4 mol
d’eau.
Si j’ai 1 mol H2, il me faut donc 0,5 mol d’O2 et j’obtiendrai 1 mol d’eau.
Pour faire une réaction chimique il faut donc, dans l’idéal, que les
quantités de matières soient proportionnelles aux coefficients
stoechiométriques !
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B) Rappels sur la quantité de matière
C) Détermination des quantités de matières :
Sur la quantité de matière, nous avons vu:
Lorsque l’on connait une quantité de matière, il est possible de
déterminer toutes les autres d’après les coefficients de l’équation :
n=m/M
m=n·M
M=m/n
V = 22,4 · n
ρ = M / 22,4
nréf · coefX
nx = coef
réf
(pour un gaz en CNTP)
(pour un gaz en CNTP)
Avec :
n : quantité de matière en moles
m : masse en g
M : masse molaire en g/mol
V : volume en L
Exemple :
- Il me faudrait :
- Et j’obtiendrais :
Exercices : complétez le tableau suivant
Ex. :
+
1 mol
2 Fe2O3
Si j’avais 0,75 mol de fer alors :
NA = 6,022 · 1023
ρ : masse volumique en g/L
CH4
4 Fe + 3 O2
2 O2
CO2
2 mol
1 mol
+
2 H2O
4 mol
0,2 mol
0,05 mol
Exercice 1 :
Soit la réaction suivante:
Fe + O2 Fe2O3
Quelle quantité de matière de dioxygène faut-il pour transformer une
tonne de fer ?
2 mol
0,5 mol
6 mol
nO2 = 0,75 · 3 / 4 = 0,5625 mol
nFe2O3 = 0,75 · 2 / 4 = 0,375 mol
Exercice 2 :
On électrolyse l’eau selon la réaction suivante :
H2O H2 +O2
Quelle masse de dihydrogène obtient-on à partir d’1 kg d’eau ?
Exercice 3 :
L’aluminium est obtenu par électrolyse selon l’équation :
Al2O3 Al + O2
Combien de Al (en mol) obtient-on à partir d’une tonne de Al2O3?
Quelle masse cela représente-t-il ?
NB : Pensez toujours à équilibrer les équations avant de faire les calculs!
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Exercice 4
Exercice 5
C3H8 (g) +
O2 (g)
CO2 (g) +
H2O (g)
1) Equilibrez la réaction
CO2 (g) +
Ca(OH)2 (aq)
CaCO3 (s) +
H2O (l)
Calculez la masse de carbonate de calcium obtenue à partir de 50 L de
CO2.
2) Si on faisait bruler 4,4 kg de propane quel serait le volume d’O2
nécessaire ?
3) En déduire la volume de dioxyde de carbone
4) Calculez la masse d’eau créée
Exercice 6
Exercice 7
Zn
NaN3 +
Na +
(S)
+ 2 HCl
(aq)
H2 (g)
+
ZnCl2 (aq)
N2
1) Equilibrez la réaction
2) Un air-bag contient 110 g d’azoture de sodium (NaN3).
Calculez le volume de diazote libéré par l’air-bag.
Calculez les masses de Zn et de HCl nécessaires pour obtenir
10 L de H2.
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Exercice 8
S + Fe
Exercices 9 :
FeS
a) Quelle masse de S doit-on prendre si on utilise 10 g de Fe ?
S 8 + O2
SO2
b) Quelle masse de FeS obtiendrait-on alors?
1) Equilibrer la réaction
c) Si on utilisait 3 g de S et 10 g de Fe, quelle masse de FeS
pourrait-on obtenir ?
2) Avec 32 mol de dioxygène, combien puis-je obtenir de SO2 ?
Et combien de S8 vais-je pouvoir faire réagir?
3) Quelle masse de SO2 peut-on espérer obtenir?
Exercice 10 :
S 8 + 8 O2
Exercice 11
CO2 (g) +
Ca(OH)2 (aq)
CaCO3 (s) +
H2O (l)
8 SO2
1) On utilise 50 g de dioxygène pour bruler 128 g de soufre. Y-a-t-il un
réactif en excès, lequel?
2) Quelle masse de SO2 peut-on espérer obtenir?
Vous disposez d’une solution d’hydroxyde de calcium de
concentration 0,01 M. Quel volume devez-vous utiliser pour obtenir
0,5 g de CaCO3 en faisant barboter du CO2 ?