chimie générale 5

Particules ultimes

3. Détermination expérimentale des masses atomiques.

Principe général

Les masses atomiques des éléments ont été déterminées ont été déterminées les unes à partir des autres en fonction des résultats d'analyse des corps composés. Supposant que que, connaissant celle du carbone ( 12,01) on veut déterminer celle de l'oxygène. L'analyse du dioxyde de carbone CO2 indique qu'il contient , en masse, 27,3% de carbone et 72,7 % d'oxygène. Cette proportion est la même dans une masse quelconque que dans une molécule.

Si une masse égale à 12,01 u représente 27,3% de la masse de la molécule, les 72, 7 % constitués par l'oxygène correspondent à une masse égale à

12,01x 72,7/27,3 = 31,98 u

La masse relative de l'atome d'oxygène vaut donc la moitié soit 15,99 ≈16 u.

Evidemment il faut, comme dans cet exemple - çi connaître l'atomicité de l'élément gazeux 2 qui justifie la division par deux.

a) Atomicité des éléments gazeux

Pour connaître la masse atomique d'un élément à partir de la masse moléculaire,  il suffirait d'en connaître l'atomicité dans la molécule.

Nous venons de montrer, dans le chapitre précédent, comment déterminer la masse moléculaire d'une substance gazeuse.

Comme un grand nombre de corps simples ou composés se présentent à l'état gazeux, Gay Lussac eut l'idée de déterminer les lois qui régissent les combinaisons des corps gazeux en mesurant cette fois les volumes réactionnels . Ces lois sont en tous points comparables à celles relatives aux masses .

Nous rappelons les deux lois de gay Lussac :

1) Prises à l'état de gaz parfait , dans les mêmes conditions de températures et de pression, les quantités de réactifs exactement nécessaires pour former une combinaison occupent des volumes qui sont dans un rapport rationnel simple.

2) Si le composé formé est gazeux, son volume est dans un rapport rationnel simple avec celui des composants ( les hypothèses de la première loi étant toujours vérifiées ).

Exemples

2 volumes d'hydrogène + 1 volume d'oxygène  -------> 2 volumes de vapeur d'eau  

1 volume d'hydrogène + 1 volume de chlore ---------> 2 volumes de chlorure d'hydrogène

Ces exemples nous portent à conclure que la particule caractéristique des éléments gazeux n'était pas constituée d'un seul, mais de plusieurs atomes. On appelle atomicité d'un élément gazeux le nombres d'atomes constitutifs d'une molécule de cet élément. Les exemples cités çi-dessus montrent que les atomicités de l'hydrogène, de l'oxygène ( sous la forme ordinaire ), de l'azote et du chlore sont des nombres pairs, mais aucune expérience ne permet de montrer qu'elles soient supérieures à deux. On considère donc, ce qui a été confirmé par les études spectrales, que les molécules des corps simples gazeux sont diatomiques. Nous montrerons plus loin l'exception des gaz rares qui sont monoatomiques.

b) Masses atomiques des éléments pris à l'état gazeux

La détermination de la masse atomique devient alors facile d'après ce que nous venons de dire, comme le montre l'exemple introductif sous l'entête principe général. évidemment une difficulté subsiste pour les éléments qui présentent plusieurs atomicités à l'état de vapeur ( P,S,...).

Pour ces derniers, ainsi que pour les éléments qui ne peuvent être étudiés à l'état gazeux, nous devons recourir à d'autres méthodes. Auparavant, nous introduirons les notions d'atome-gramme, et de molécule-gramme.Elles ont été introduites suite à la nécessité pour le chimiste d'utiliser des quantités mesurables de substances.

En multipliant le phénomène élémentaire

mA + nB------>  AmBn par un facteur N nous aurons :

N.mA + N.mB----------->N . AmBn 

On a choisi de prendre pour unité :

- L'atome gramme d'un élément qui est la quantité de celui-ci dont la masse est exprimée en grammes par la masse atomique 

- La molécule - gramme ou mole d'un corps pur simple ou composé, qui est une quantité de celui-ci dont la masse est exprimée en gramme par la masse moléculaire.

Chacune de ces unités contient bien sûr le même nombre d'atomes  pour les atomes grammes et de molécules pour les molécules grammes.

Nous le désignerons par N , qui a reçu le nom de nombre d'Avogadro ( nous calculerons sa valeur un peu plus loin ). 

c) Méthode générale de détermination des poids atomiques  

Elle est basée sur le fait que la molécule d'un corps pur simple ou composé ne peut contenir que des nombres entiers d'atomes de chaque espèce.

Autrement dit, dans une molécule - gramme d'un corps ne pourront entrer que des nombres entiers d'atomes grammes des éléments constitutifs de la molécule de ce corps.

Sachant cela, si nous considérons une série de combinaisons C1, C2, C3,...  contenant l'élément A étudié , si nous déterminons les masses moléculaires respectives M1, M2, M3 de ces combinaisons ainsi que leur composition centésimale quantitative ( par analyse chimique ) et notamment les pourcentages α1, α2, α3,...de A, nous saurons que les moles contiennent respectivement :

- α1 x M1/100) gr de A

- α2 x M2/100) gr de A

- α3 x M3/100) gr de A

Chacune de ces quantités représente un nombre entier d'atomes-gramme de A, le plus grand commun diviseur sera probablement la masse atomique .

Exemple, détermination de la masse atomique du soufre 

Combinaisons Poids moléculaires aproximatifs % en soufre de la molécule poids du soufre dans une môle
sulfure d'hydrogène 34 94,1 32
dioxyde de soufre 64 50 32
trioxyde de soufre 80 40 32
hexafluorure de soufre 146 21,95 32
sulfure de carbone 76 84,3 64
oxysulfure de carbone 60 53,45 32

 

L'atome gramme de soufre pèse donc 32 gr ou un sous multiple de 32 gr.

Quelles que soient les combinaisons étudiées, on trouve toujours 32 gr ou un multiple de ce dernier, jamais un sous multiple.

Pour savoir avec certitude si ce nombre est bien la masse atomique de l'élément considéré, plusieurs moyens de vérification ont été proposés.

1° La loi de Dulong et petit  

Ces derniers se livrant à des mesures de chaleurs spécifiques des éléments pris à l'état solide , eurent l'idée de rapporter celles-çi, non pas à l'unité ordinaire, le gramme, mais à l'unité chimique que constitue l'atome gramme. Ils constatèrent qu'à de rares exceptions près, les élément ont, à l'état solide et dans le voisinage de la température ordinaire une chaleur spécifique atomique de 6 calories par atome gramme et par degré centigrade .

On peut donc à partir de la chaleur spécifique d'un élément rapportée au gramme, facile à déterminer expérimentalement, se faire une idée de l'ordre de grandeur du poids atomique.

Ainsi, dans le cas du soufre, on trouve :

Pour Sortho, la chaleur spécifique est de 0,172cal/gr.degré.

Pour Sclino, elle vaut 0,1774 cal/gr.degré.

Puisqu'un atome gramme a une chaleur spécifique approximative de 6 cal

6  / 0, 172 = 35  donc 35 gr pour 6 calories (par atome gramme) donc 1 at gr ~ 35 gr

6 / 0, 1774 = 34   donc 34 gr pour 6 calories (par atome gramme donc) 1 at gr ~ 34 gr ce qui confirme la valeur de 32 gr pour l'atome gramme de S et non un sous multiple de 32.

2° Etude des propriétés spatiales  ( par exemple diffraction des rayons X )

Souvent, les données de la physique moléculaire permettent de déterminer le nombre d'atomes dans une molécule, ce qui permet aussi de lever les indéterminations . Dans le cas du dioxyde de soufre, de masse moléculaire 64, nous avons une composition centésimale : 50% de S, 50% d'oxygène , soit 32 gr d'oxygène , soit 2 at.gr .S i les 32 gr de soufre représentent 1 at.gr. , la molécule ne contiendra que trois atomes , ce qui est confirmé par les spectres.

3° D'autres méthodes, que nous aborderons plus loin ou qui seront étudiées dans d'autres rubriques font appel à la spectrométrie de masse , à la classification périodique des éléments .

e) Détermination précise des masses atomiques   

La méthode générale conduit à des déterminations dont la précision dépend de celle avec laquelle les masses moléculaires ont été établies.

Nous pouvons en procédant comme suit apporter à la détermination des masses atomiques , apporter toute la précision de l'analyse quantitative des combinaisons.

En effet, supposons que AmBn soit une combinaison de A, dont nous voulons déterminer la masse atomique.

Le rapport des poids de A et de B présents dans une quantité donnée de la combinaison sera :

PA/PB = m.MA/n.MB

Supposons que MB, masse atomique de B soit connue avec précision, tandis que MA n'est connue qu'approximativement . On pourra  à partir de ces valeurs déduire approximativement le rapport m/n et comme ces derniers sont des nombres entiers et petits, on pourra remplacer la valeur trouvée par la valeur exacte de ce rapport d'où on tirera la valeur précise de PA

Exemple : cas du dioxyde de soufre :

On a trouvé pour S, la valeur approximative 32 . L'analyse donne 100,2062 gr de S pour 100 gr d'oxygène ; d'où

100,2062/100 = m/n . 32/16 , m/n vaut donc 0,5 d'où 0,5 . x/16 = 100,2062/100 =>    x = 32,066 avec une précision qui vaut celle de l'analyse . 

4. La molécule gramme et le nombre d'Avogadro

Les chimistes ne travaillent pratiquement pas avec des molécules isolées, mais avec des collections de molécules, des quantités pondérables de atière, des quantités que l'on peut peser sur une balance. L'unité de masse - naturelle en chimie - est la molécule gramme. C'est une quantité de substance dont la masse exprimée en gramme est donnée par un nombre égal à la masse moléculaire de la substance considérée.

Ainsi, la masse moléculaire du NaCl étant de 58,45 unités d masse atomique 58,45 gr de sel représentent une molécule gramme de cette substance.

Une simple proportion montre que m gr d'une substance S de masse moléculaire MS contiennent :

n = m/MS molécules grammes de la substance S.

18,016 g d'eau est la masse d'une molécule gramme d'eau puisque la masse moléculaire de l'eau est : 18,016 u.m.a.

18,016 g d'eau contiennent 18,016/18,016 = 1 molécule gramme d'eau

0,9008 g d'eau contiennent 0,9008/18,016 = 0,05 molécules grammes d'eau

1000 g d'eau contiennent 1000/18,016 = 55,5 molécules grammes d'eau

Le nombre de molécules contenues dans une molécule gramme d'une substance qulconque S est appelé nombre d'Avogadro et représenté par N0.

Rappelons nous que par convention ratifiée en 1961, l'isotope 12 du carbone a pour masse : 12 u.m.a. , soit que l'unité de masse atomique est égale au douzième de la masse atomique de l'isotope 12 du Carbone. on peut donc calculer cette masse en g de cette douzième partie qui vaut 1,992 . 10 -23 ( masse en g d'un atome de carbone ) /12 = 1,66 . 10-24 g  , ce qui nous permetde trouver les masses atomiques ou moléculaires en divisant les masses exprimées en grammes par 1,66 . 10-24.

Pour trouver la valeur de N0, représentons par :

MS : la masse moléculaire de la substance S ( en u.m.a. = unité de masse atomique)

mS : la masse d'une molécule de la substance S exprimée en g

mC : la masse d'un atome de Carbone exprimée en g

Il découle directement des définitions précédentes que :

MS grammes = N0 . mS grammes et

MS u.m.a. = mS / ( mC/12 ) u.m.a. =  (mS /  mC) . 12 u.m.a.

=> N0 = 12/mpar molécule gramme

Le nombre d'Avogadro a été déterminé expérimentalement par plusieurs méthodes concordantes. La valeur considérée comme la plus probable est  N0 = 6,023 . 1023

Table des masses ou poids atomiques des éléments chimiques les plus courants

Élément

Symbole

Numéro atomique

Masse molaire atomique (g.mol-1)

Aluminium

Al

13

27,0

Argent

Ag

47

107,9

Azote

N

7

14,0

Baryum

Ba

56

137,3

Brome

Br

35

79,9

Cadmium

Cd

48

112,4

Calcium

Ca

20

40,1

Carbone

C

6

12,0

Cérium

Ce

58

140,1

Chlore

Cl

17

35,5

Chrome

Cr

24

52,0

Cobalt

Co

27

58,9

Cuivre

Cu

29

63,5

Étain

Sn

50

118,7

Fer

Fe

26

55,8

Fluor

F

9

19,0

Hydrogène

H

1

1,0

Iode

I

53

126,9

Lithium

Li

3

6,9

Magnésium

Mg

12

24,3

Manganèse

Mn

25

54,9

Mercure

Hg

80

200,6

Nickel

Ni

28

58,7

Or

Au

79

197,0

Oxygène

O

8

16,0

Phosphore

P

15

31,0

Plomb

Pb

82

207,2

Potassium

K

19

39,1

Silicium

Si

14

28,1

Sodium

Na

11

23,0

Soufre

S

16

32,1

Strontium

Sr

38

87,6

Titane

Ti

22

47,9

Zinc

Zn

30

65,4

  

5 La mole et et la masse molaire

La mole est définie comme étant un ensemble de N0 particules ; une mole d'une substance pure S, constituée par un ensembles de 6,023 . 1023  molécules d'espèce S, est évidemment identique à une molécule gramme de cette substance.

Mais la notion de mole est plus générale que celle de molécule gramme.

On peut par exemple définir la mole d'un mélange homogène, pour lequel la notion de masse moléculaire et par conséquent de molécule gramme n'a pas de sens. Ainsi une mole d'air est constituée par un volume de ce gaz qui renferme en tout 6,023.1023 molécules , environ 4,8.1023 molécules de diazote  et 1,2 .1023 molécules de dioxygène. 

De même, la notion de mole, contrairement à celle de molécule gramme, s'applique aux éléments caractérisés par des atomes et non des molécules ( bien sûr constituées d'atomes ). Un ensemble 6,023.1023. atomes d'oxygène constitue une mole de l'élément oxygène, un ensemble de 6,023.1023 atomes de l'élément helium constitue une mole de l'élément helium.   

Afin d'éviter toute confusion entre la molécule et la molécule gramme, nous supprimerons cette dernière de notre vocabulaire. Nous parlerons de molécule d'une part et de mole d'autre part.

La masse molaire représente la masse exprimée en gramme d'une môle.

Ainsi :

La masse moléculaire de l'eau est de 18,016 u.m.a.

La masse molaire de l'eau est de 18,016 g.

La masse molaire de l'air ( qui n'a pas de masse moléculaire ) est de 28,9 g.

A titre d'exemple, nous allons calculer la masse. molaire d'un mélange contenant 90 gr d'eau et 10 gr de sucre . Calculons d'abord le nombre total de moles contenues dans 100 g de mélange :

90/18,016 = 5,00 moles d'eau et 10/342 = 0,03 moles de sucre, donc, en tout : 5,03 moles de mélange pour 100 gr de mélange.

1 mole de mélange pèse 100/5,03 = 19,8 g.

6. Relations et constantes relatives aux gaz parfaits .

a) Volume molaire d'un gaz parfait.

Comme une mole de n'importe quel gaz contient toujours le même nombre de molécules à savoir N0 , le volume d'une mole de gaz, assimilé à l'état de gaz parfait, doit être indépendant de la nature du gaz.

Vu la relation établie précédemment : M = 22,414 . L0, nous pouvons conclure que : M/L0 = 22,414, ce qui nous enseigne que la masse molaire est 22,114 fois plus grande que la masse du litre normal, donc que dans les C.N.T.P le volume de la mole est 22,114 fois plus grand que celui du litre normal, donc 22,4 l/mole ( car gaz parfait pV = nRT et comme T et P constantes en conditions normales, V = cste. n, sachant que n détermine la masse).

Le volume occupé par une mole de n'importe quel gaz dans les conditions normales de T et de P est de 22,414 litres.

En réalité ,cet état de gaz parfait étant idéal, les gaz réels auront des volumes molaires plus ou moins différents de la valeur théorique, selon leur écart par rapport à l'écart par rapport à l'état idéal.

Helium : 22,401 ( L/mole) ; Hydrogène : 22,432 ; Azote : 22,404 ; Méthane : 22,363 ; Chlorure d'Hydrogène 22,248 ; Dioxyde de Soufre 22,896 ; Ammoniac : 22,109 ; Ethane ; 22,154 ...........

b) Valeur de R constante des gaz parfaits.

De la relation pv = NkT où Nk est une constante  est une constante que nous désignerons par R si la valeur se rapporte à une mole, nous voyons que R dépendra du système d'unités choisi.

Exemple

R = p.v/T = 1 . 22,414/273/273,12 = 0,08205 litre.atm/(mole.°K)

ou encore R = 0,76 (m) . 13595 (kg /m3 ). 9,81 ( m/s2) . 0,022414 m3/273,12 = 8,314 joules/(mole.K)

c) Relation entre la masse moléculaire et la vitesse d'effusion d'un gaz

Nous avons vu que l'énergie cinétique d'un gaz est indépendante de la nature de ce gaz. Soient des gaz 1 et 2; nous aurons :

m1v12/2 = m2v22/2

ou m2/m1 = v12/v22   =>  √m2/m1 = v1/v2

Si les deux gaz sont dans un récipient percé d'un trou de diamètre de l'ordre du micron, la vitesse d'effusion est proportionnelle au nombre de chocs en ce point, donc à la vitesse des particules. Le rapport des vitesses d'effusion des gaz sera donc inversément proportionnel aux racines carrées des masses moléculaires.

Comme les masses moléculaires sont proportionnelles aux densités, nous aurons aussi :   

v1/v2 = √D2/D1

Remarque : Comme nous l'avons vu, le nombre d'Avogadro a été déterminé par diverses méthodes : étude des gaz, diffraction de rayons x,.... mais sa détermination la plus simple est basée sur l'électrochimie. Comme nous le verrons plus loin , pour déposer 1 valence-gramme d'un élément lors d'un phénomène d'électrolyse, il faut faire passer une quantité d'électricité de 96943 Coulombs.

Vu la charge de l'électron ( voir plus loin ) , 1,60186.10-19 Coulomb, on peut calculer N0 = 6,0204.1023

Ce qui nous permet de tirer la valeur de k, constante de Boltzmann pour les gaz  pV = RT = NkT et R = N.k d'où k =R/N = 1,3802. 10-23 joules/(molécule.°K).

Rappelons qu'en connaissant N0, il est possible de calculer la masse absolue des atomes et des molécules. 

6. Grandeurs caractéristiques de la composition d'un mélange.

La composition d'un mélange ( système) peut être caractérisée par différentes grandeurs qui seront fréquemment utilisées dans le cadre de cette catégorie. Il est donc important de les connaître à fond  et de les convertir aisément de façon à pouvoir établir la correspondance d'un système d'unité à un autre.

a) Le nombre de moles ni de l'espèce i .

ni est donc le nombre de moles d'une espèce i de molécules déterminées.Ce nombre est obtenu en divisant la masse mi de cette espèce i par son poids moléculaire Mi

ni = mi/Mi

Exemples :

- Le nombre de moles d'eau H2O contenu dans 1000 grs d'eau pure ( environ 1 litre ) est égal :

nH2O  + 1000/(1+1+16) = 1000/18 = 55,5 moles

- Dans un mélange constitué de 50 grs d'alcool C2H5OH et de 50 grs d'éther (C2H5)2O,

le nombre de moles de C2H5OH est égal à :

nC2H5OH = 50/[(2 . 12 ) + (6 . 1) + 16]  = 50/46 = 1,087 moles

le nombre de moles de (C2H5)2O est égal à :

n(C2H5)2O = 50/(4 . 12) + (10 . 1 ) + 16 = 50/74 = 0,676 moles

Le nombre total de moles dans le système étudié est donc :

n = ∑ni

Soit dans le cas du mélange d'alcool et d'éther :

n = 1,087 + 0,676 = 1,763 moles

 

Le nombre de moles ni est une variable extensive car elle dépend du nombre de la quantité de matière inclue dans le système.

La fraction molaire :

La fraction molaire Xi correspond au nombre de moles du constituant i, contenue dans une mole du système , d'où :

Xi = ni/∑ni = ni/n

XC2H5OH = 1,087/1,763  =  0,616

X(C2H5)2O = 0,677/1,763 = 0,384

On a évidemment ∑i Xi = 1

La fraction massique Wi représente le nombe de grammes du constituant i contenu  grs du système. c'est donc le pourcentage en poids :

Wi = mi/ ∑m. 100 = % en poids, il s'agit d'une variable intensive.

Exemple : une solution aqueuse d'acide sulfurique à 10 % en poids est une solution qui contient 10 grs d'acide sulfurique H2SO4  pur par 100 grs de solution. 

W = mH2SO4 / (mH2SO4+ mH2O ) = 10/(10+90)

La concentration [ i ] molaire ou molarité

Elle représente le nombre de moles d'un constituant i contenu dans un litre du système . C'est une grandeur intensive essentiellement quand le système est une solution et on utilise généralement le symbole M pour l'indiquer.

[ i ] = ni/V = ? M où V est exprimé en litres.

Exemple : si 500 ml d'une solution contiennent 0,1 mole des chlorure de potassium KCl, la molarité du KCl dans la solution est égale à :

0,1 mole /0,5 litre = 0,2 molair en KCl 

VI.NOTION DE REACTION CHIMIQUE 

1.Formules chimiques

Les formules chimiques constituent une représentation; elles sont caractéristiques de chacune d'entre elles. Elles permettent de connaître la nature des éléments constitutifs de la molécule et le nombre de chaque espèce q'elle renferme.

Ces formules s'obtiennent par la juxtaposition des symboles des éléments onstitutifs en affectant chacun d'un indice égal au nombre d'atomes de cet élément intervenant dans la constitution de la molécule considérée.

Ainsi lorsque l'on représente l'eau par H2O, le dioxygène O2, le trioxygène ( ou ozone ) par O3, on exprime en raccourci le fait qu'une molécule d'eau  renferme deux atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène, que la molécule de dioxygène comprend deux atomes et celle de trioxygène trois atomes d'oxygène.

La connaissance de ces indices établit la stoechiométrie moléculaire de la molécule, c'est à dire les proportions relatives des atomes qui la composent.

A partir de la formule d'une substance et des tables de masses atomiques, on peut facilement calculer sa masse moléculaire et molaire puisque la masse d'une molécule est égale à la somme des masses des atomes qui la composent.

Ainsi, dans le cas de l'acide sulfurique H2SO4, une molécule de cet acide contient 2 atomes  d'hydrogène, un de soufre et quatre d'oxygène dont les poids atomiques respectifs sont 1,008 u.m.a., 32,066 u.m.a. et 16,000 u.m.a..

La masse d'une molécule d' H2SO4 est donc égale à : ( 2 x 1,008) + 32,066 + ( 4 x 16,000 ) = 98,082 u.m.a. Et celle d'une mole 98,082 grs

2.Stoechiométrie moléculaire

Nous ne ici qu'une méthode simple, peu rigoureuse et ne reflétant pas les théories atomiques et moléculaires actuelles. Elle permet toutefois de déterminer la stoechiométrie moléculaire des substances essentielles et donc de disposer du support indispensable pour illustrer des notes de chimie générale qui seront basées sur des théories beaucoup plus générales et reflétant de plus près la réalité des phénomènes.

En comparant les formules du chlorure d'hydrogène HCl, de l'eau H2O, de l'ammoniac NH3 et du méthane CH4, nous constatons que :

1 Cl équivaut à 1 H

2 O équivaut à  2 H

1 N équivaut à  3 H

1 C équivaut à  4 H

De même, en comparant les formules des chlorures d'hydrogène HCl, de sodium NaCl, de calcium CaCl2, d'aluminium AlCl3, d'étain SnCl4, nous voyons que :

1 Na équivaut à 1 H

1 Ca équivaut à 3 H

1 Al  équivaut à 3 H

1 Sn équivaut à 4 H

On peut donc appeler valence d'un élément, le nombre d'atomes d'hydrogène équivalent à un atome de l'élément considéré.

Nous dirons donc que l'hydrogène, le chlore et le sodium sont monovalents, et le calcium bivalents, l'azote et l'aluminium trivalents et le carbone tétravalent.

cette notion traditionnelle de valence définie comme la capacité d'union à l'hydrogène, a perdu actuellement son importance car elle est impuissante à représenter la multitude des possibilités de combinaison des atomes.

On a proposé différentes solutions pour symboliser l'état d'un atome combiné dans un composé.

Le nombre d'oxydation est l'une des solutions proposées. Son emploi repose sur un certains nombre de conventions. 

a) L'atome est affecté d'un chiffre positif, négatif ou nul. Exemples : Cl0 , Cl- , Cl5+

b) L'atome, à l'état élémentaire, a un nombre d'oxydation nul quel que soit son mode d'association.

Exemples :

- dans la molécule de dichlore Cl2, le chlore est à l'état 0.

- Le fer sous forme métallique est à l'état 0.

c)  Les ions monoatomiques, négatifs ou positifs, ont comme nombre d'oxydation leur charge et leur signe.

Exemples :

ions chlorures Cl-

ions calcium Ca2+

d) Dans les composés covalents, le nombre d'oxydation correspond au nombre des électrons engagés dans la liaison.

Exemple : le chlore dans

- HClO  est à l'état Cl+

- HClO2 est à l'état Cl3+

- HClO3 est à l'état Cl5+

- HClO4 est à l'état Cl7+

e) La somme des nombres d'oxydation des éléments constituant la molécule est nulle ; cette somme est égale au nombre d'oxydation du groupement , c'est à dire à sa charge , si l'ensemble n'est pas électriquement neutre.

Exemples :

OH- : O2-, H+

HClO4 : H+, Cl7+  , 4O2-

NH4+ : N3- , 4H+

f) Dans une réaction chimique, la somme des nombres d'oxydation de chaque membre est nulle.

Ces conventions permettent de déterminer la stoechiométrie moléculaire en se basant sur le fait que la somme des nombres d'éléments de chaque espèce multipliée par leur nombre d'oxydation respectif doit être nulle.

Exmple : cherchons la formule du carbure d'aluminium représentée vpar AlpCq .

Le nombre d'oxydation de l'aluminium est + 3, celui du carbone - 4

En exprimant la condition de neutralité, on a :

p . (+3) + q . (-4) = 0

3p - 4q = 0

p/q = 4/3

d'où, puisque les indices sont des nombres entiers : p = 4 et q = 3.

La formule du carbure d'aluminium est donc Al4C3

Les nombres d'oxydation de chaque élément sont indiqués sur la plupart des tableaux périodiques.

3.Les équations chimiques

La réaction chimique provoque un regroupement des atomes constitutifs du système, chacun de ces atomes se comportant comme un tout.

on représente les réactions par des équations chimiques. On écrit dans un membre, généralement celui de gauche, les formules des substances qui disparaissent, dans l'autre membre, les formules des substances qui apparaissent. On sépare les termes d'un même membre par le signe + qui indique que les substances en présence sont simplement mélangées les unes aux autres, tout en gardant chacune leur individualité. On sépare les deux membres de l'équation par une flèche qui indique le sens de la réaction , deux demi-flèches dans le cas d'une réaction limitée. On place devant chaque formule un coëfficient numérique appelé coëfficient stoechiométrique, choisi de manière à ce que le nombre d'atomes de chaque espèce soit le même dans les deux membres. Les co¨fficient stoechiométriques doivent être le plus petit possible. Les coëfficients stoechiométriques doivent être le plus petit possible.

L'équation générale d'une réaction chimique totale se représente par :

va A + vb B + ... → va' A' + vb' B'+ ...

Exemples :

1) 2 HgO ---> 2 Hg + O2

2) 2 H2O ---> 2H2 + O2

3) CaO + CO2 ---> CaCO2

4) NaOH + HCl ---> NaCl + H2O

Comme les formules représentent des moles et non des molécules, on peut introduire des coefficients stoechiométriques fractionnaires. Il est avantageux de remplacer les équations 1 et 2 par :

5) HgO ---> Hg + 1/2 O2

6) H2O ---> H2 + 1/2 O2        

En comparant 1 et 5, 2 et 6 , on voit qu'elles imposent les valeurs relatives des nombres de moles intervenant dans la réaction et non leurs valeurs absolues.  

L'équation chimique constitue donc une manière d'écrire et de décrire une réaction chimique.

Elle nécessite la connaissance à la fois de la stoechiomètrie moléculaire ( rapport dans lesquels les éléments se combinent pour former desmolécules ou des cristaux ) et de la stoechiométrie réactionnelle ( rapport dans lesquels les substances simples ou composées réagissent entre elles pour former de nouvelles substances.).

Pour décrire correctemment une réaction chimique par une équation, il est donc nécessaire d'équilibrer cette dernière.

A cet effet, il est indispensable de garder à l'esprit les considérations suivantes :

- Une équation chimique peut toujours se lire comme un bilan de moles, donc également de masses molaires.

- Une équation chimique ne peut se lire comme un bilan de molécules que si ces molécules ont une réalité physique

- Une équation chimique peut rarement être considérée comme décrivant le mécanisme de la réaction.

Remarquons d'autre part qu'une réaction chimique n'est réellement représentative d'une réaction que si elle remplit les conditions suivantes. :

- Les formules des substances présentes dans les deux membres de l'équation doivent correspondre exactement aux constatations expérimentales. en ce qui concerne la nature des matières mises en oeuvre  ( membre de gauche ) et des produits réactionnels ( membre de droite ).

- La stoechiométrie réactionnelle que l'on détermine doit respecter la stoechiométrie moléculaire et le principe de conservation de la matière et de la charge.

La manière précise d'opérer pour équilibrer les réactions est décrite en détail dans les exercices et sera reprise dans la suite. 

3.1 Les substances et leurs réactions

La manière dont les substances et les réactions seront décrites ci-dessous ne reflète que de loin la réalité des phénomènes que nous décririons par la suite de ces notes.Elles ont toutefois l'avantage de situer v, même si c'est formel et purement descriptif, des propriétés d'une substance et dont le genre de réactions dans lesquelles elles peuvent être engagées.En outre, elles constituent le support indispensable à toute théorie plus élaborée.

Avant d'établir des théories et d'interpréter des phénomènes , il faut les observer , les dénombrer, les classer et les répertorier.Vient ensuite le travail de compréhensio , d'unification et d'édification de théories beaucoup plus générales.   

3.2 Les métaux et les non-métaux  

Les métaux représentent l'immense majorité des corps simples du tableau périodique. Ils y correspondent aux groupes Ia,IIa,IIIa, et IVa en partie, aux groupes transitoires b et subtransitoires. Les non-métaux sont nettement moins nombreux et donc plus faciles à dénombrer. Ils comprennent :

- Le groupe VIIIa correspond aux gaz rares qui sont pratiquement  et ne réagissent donc pratiquement jamais.

- Le groupe VIIa correspondant aux halogènes tels que le difluor F2, le dichlore Cl2, etc ... 

- Le groupe VIa parfois dénommé groupe des chalcogènes ( ou sulfurides )  comprend le dioxygène, le soufre, le sélénium, et le tellure

- Le groupe Va des azotides comprend le diazote, le phosphore, l'arsenic et l'antimoine

- Le groupe IVa du carbone et du silicium

- Le groupe IIIa du bore ( les terres rares ).

TabpeMétaux ( bleu ), métaux de transition ( bleu clair ), non métaux ( rouge ), Gaz nobles pratiquement inertes ( jaune ); les masses atomiques sont tirées du site de l' IUPAC. 

3.3 Différents types de réactions   

Réactions entre un métal et un non métal  

D'une manière générale, un métal agit sur un non-métal en donnant un sel selon un équilibre du type : 

Métal + non métal ↔ Sel

nMe   + mA ↔ (ou <==>) Men Am

Exemples :

2 Na + Cl2 ↔2 NaCl

Ca + S ↔ CaS

3Fe + C ↔ Fe3C

Ni + F2 ↔ NiF2 

Dans le cas particulier où le non métal est de l'oxygène, on obtient des oxydes métalliques.

Exemples :

2 Na + 1/2 O2 <==> Na2O

Ca + 1/2 O2 <==> CaO

2Al + 3/2 O2 <==> Al2O3

Sn + O2 <==> SnO2

2 Zn + O2 <==> 2 ZnO 

4 Fe + 3O2 <==> 2 Fe2O3

Tous les oxydes métalliques manifestent des propriétés basiques, il s'agit donc d'oxydes basiques obtenus par la réaction générale :

n Me + m/2O2 <==> Men Om 

Dans le cas particulier où le métal réagit avec de l'hydrogène, on ontient des hydrures.

Exemple :

Li + 1/2 H2 <==> LiH

Réactions entre non - métaux

Les non-métaux peuvent réagir entre eux selon des réactions du type :

mA + nB <==> AmBn

Exemples

C + 2 Br2 <==> CBr4 

P + 5/2 Cl2 <==>  PCl5

Si + F2 = SiF4 

C + 2S <==> CS2 

B + 1/2 N2 <==> BN

Dans le cas particuliers où l'un des non-métaux est de l'oxygène,on obtient également des oxydes ( anciens anhydrides )  selon une réaction du type :

mA + n/2 O2 <==> AmOn

Exemples :

S + O2 <==> SO

S + 3/2 O3 <==>SO3

C + O2 <==> CO2

2 P + 5/2 O2  <==> P2O5

N2 + 2O2 <==> 2 NO2

Tous ces oxydes de non métaux ont des propriétés acides. Il s'agit d'oxydes acides

Dans le cas particulier où un non métal appartient aux groupes VIa, VIIa et où la réaction s'effectue avec de l'hydrogène, on obtient des acides ( hydracides ).

Exemples  :

H2 + S <==> H2S

H2 + F2 <==> 2HF

H2 + Cl2 <==> 2HCl

Ces hydracides se dissocient dans l'eau en y libérant des ions H3O+ qui sont caractéristiques de la fonction acide dans l'eau.

HF + H2O <==> H3O+ + F-

Réactions entre oxydes acides et oxydes basiques

Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques pour donner lieu à la formation de sels complexes.

Exemples:

Na2O + CO2 <==> Na2CO3

CaO + SO3 <==> CaSO4

SnO2 + 2CO2 <==> Sn(CO3)2

Réactions entre les oxydes acides et l'eau

Les oxydes acides réagissent sur l'eau pour former des acides appelés oxacides

Exemples :

CO2 + H2O <==> H2CO3

SO3 + H2O <==> H2SO4

N2O5 + H2O <==> 2 HNO3

Ces acides réagissent encore plus avec l'eau pour s'y dissocier en libérant le cation H3O

Exemples :

H2CO3 + H2O <==> H3O+ + CO3-

HNO3 + H2O <==> H3O++ NO3-

Cette apparition de l'ion H3O+ dans l'eau constitue la caractéristique essentielle de la propriété acide .

Réaction entre les oxydes basiques et l'eau

Les oxydes basiques réagissent avec l'eau pour former des bases appelées hydroxydes

Exemples :

Na2O + H2O <==> 2NaOH

CaO + H2O <==> Ca(OH)2 

ZnO + H2O <==> Zn(OH)2

MnO2 <==> Mn(OH)4

Ces hydroxydes se dissocient toujours partiellement dans l'eau en y libérant leur cation métallique et l'anion hydroxyde.

Exemples :

Ca(OH)2  <==> Ca2+ + OH-

Zn(OH)<==> Zn2+ + 2 OH-

Mn(OH)4 <==> Mn4+ + 4 OH-

Cette libération de l'ion hydroxyde OH- dans l'eau constitue la caractéristique essentielle de la propriété basique  

Réactions entre acides et bases

Les composés acides ( Hydracides, Oxacides,Oxydes acides ) réagissent avec les composés basiques (oxydes basiques, hydroxydes ) pour donner des sels simples  plus de l'eau ou des sels complexes . Chacun des trois types d'acides peuvent réagir avec chacun des deux types de bases.

Hydracide + oxyde basique <==> sel simple + eau

Exemple : 2 HCl + CaO <==> CaCl2 + H2O

Oxyde acide + oxyde basique <==> sel complexe

Exemple :  SO3 + Na2O    <==> Na2SO4

Oxacide + oxyde basique <==> Sel complexe + eau

Exemple :  H2SO4 + BaO <==> BaSO4 + H2O

Hydracide + Hydroxyde <==> sel simple +  (n) eau

Exemple : 2 HF + Zn(OH)2 <==> ZnF2 + 2 H2O

Oxyde acide + hydroxyde <==> sel complexe + eau

Exemple : CO2 + 2 KOH <==>  K2CO3 + H2O

Oxacide + hydroxyde <==> sel complexe + (n) eau

Exemple : H3PO4 + Fe(OH)3 <==> FePO4 + 3 H2O

Réactions entre un acide et un métal

Un acide réagit avec métal pour former un sel.

Exemple :   Fe + SO3 <==> FeSO3

Dans le cas où l'acide est un hydracide soit un oxacide, il y a en outre libération d'Hydrogène.

Exemple :

Zn + 2 HCl <==> ZnCl2 + H2

Fe + H2SO4 <==> FeSO4 = H2

Réaction entre un hydroxyde et un métal

Les hydroxydes agissent sur métaux en donnant des sels  complexes avec libération d'hydrogène

Exemple : Zn + 2 NaOH <==> Na2ZnO2 + H2

Réactions entre un acide et un sel

Les acides réagissent sur les sels pour donner d'autres acides et d'autres sels selon des équilibres du type :

acide1 + sel1 <==> acide2 + sel2

Exemple :

H2SO4 + 2 NaCl <==> 2HCl + Na2SO4

2 HCl + CaCO3 <==> H2CO3 + CaCl2

Réactions entre une base et un sel 

base1 + sel1 <==> base2 + sel2

Exemple :

Ca(OH)2 + NiCl2 <==> Ni(OH)2 + CaCl2

3.4 Equilibrer les réactions chimiques

On peut équilibrer les réactions chimiques simples au premier coup d'oeil; d'autres nécessitent plus de travail. Considérons la réaction dans laquelle l'hydrogène et l'oxygène gazeux se combinent pour former de l'eau.

Pour écrire une équilibrée, nous commençons toujours par résumer les informations qualitatives par une équation qualitative : H2 + O2 → H2O , une équation qualitative n'est pas équilibrée , ensuite nous trouvons les coefficients stoeuchiométriques qui équilibrent les éléments : 2 H2 + O2 → 2 H2O.

Lorsque l'équation est équilibrée, nous ajoutons les symboles d'état : 2 H2 (g) + O2(g) → 2 H2O (l).

Il ne faut jamais équilibrer une équation chimique en modifiant les indices dans les formules. Une telle modification signifierait que d'autres substances  participeraient à la réaction. Par exemple en remplaçant H2O par H2O2 dans le réaction qualitative et en écrivant H2 + O2 ==> H2O2 on obtiendrait effectivement une équation équilibrée , toutefois elle représenterait le résumé d'une réaction différente . La formation du péroxyde d'hydrogène (  H2O2 ) à partir de ses corps simples. Nous pourrions alors aussi écrire : 2H + O ==> H2O. Bien que cette équation soit équilibrée , elle résume une réaction entre des atomes  d'hydrogène et d'oxygène, et non entre les molécules qui sont les matériaux de départ réels.

Certaines équations chimiques sont plus difficiles à équilibrer, voyons comment procéder.  

Souvent, il convient d'équilibrer un élément à la fois et l'équilibrage des autres éléments apparaît déjà plus facilement .

1) D'abort équilibrer l'élément qui apparaît dans le plus petit nombre de formules

2) Equilibrer à la fin, les éléments qui apparaissent dans le plus grand nombre de formules.

Par exemple, équilibrons l'équation qualitative suivante :

CH4 + O2 → CO2 + H2O, en respectant ces deux principes de base, nous écrivons successivement :

CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O (...) équilibrage de l'hydrogène

CH4 + 4 O2 → CO2 + 2 H2O le carbone étant équilibré dès le départ, cette équation est équilibrée, par équilibrage de l'oxygène, en comptant les atomes dans les deux membres, on constante l'équilibre de la réaction au point de vue stoechiométrique.

Dans certains cas, l'on peut être conduit vers des coefficients stoechiométriques fractionnaires, comme dans l'équation de combustion du butane C4H10 .

C4H10(g) + 13/2 2O2(g) ==> 4 CO2(g) + 5 H2O(g)

Il n'y a rien de faux à écrire des coefficients fractionnaires, mais on a l'habitude de réduire les fractions en multipliant l'équation par un facteur numérique. On peut toujours multiplier une équation chimique entière par un facteur numérique sans affectrer sa validité , car la multiplication des deux membres ne modifie pas l'équilibre des différents types d'atomes. Dans ce cas nous pouvons réduire la fraction 13/2 en multipliant par 2 :  2C4H10(g) + 13 O2(g) ==> 8 CO2(g) + 10 H2O(g)

VII. RAPPELS ET MISES AU POINT

Rappel 1, Détermination des formules chimiques 

Composition massique

Pour déterminer la formule empirique d'un composé, on commence par mesurer la masse de tous les éléments présents dans un échantillon . On appelle généralement cette composition la composition massique , où la masse de chaque élément est exprimée en pourcentage de la masse totale .

Pourcentage massique de l'élément = (masse de l'élément dans l'échantillon / masse totale de l'échantillon) X 100%

Considérons par exemple un échantillon de vitamine C, dont la masse totale est 8,00 g, et que l'on a analysé pour savoir quels éléments ils contient et en quelles quantités. On a obtenu les résultats suivants :  

- Carbone : 3,27 g ; Hydrogène : 0,366 g ; Oxygène : 4, 36 g. .

Le pourcentage en masse du Carbone dans la  Vitamine C est : 3,27 g/8,00 g x 100% = 40,9%

En pratiquant de la même manière, on obtient : pour l'Hydrogène, 4, 58 % et pour l'Oxygène 54,5 %

On obtient la composition massique , en calculant la fraction de la masse totale, due à chaque élément du composé et en exprimant cette fraction sous forme de pourcentage   

Détermination des formules empiriques

Pour déterminer la formule empirique d'un composé , nous avons besoin de connaître les nombres relatifs d'atomes de tous les éléments de l'échantillon, ou, ce qui revient au même , les nombres relatifs de moles de tous les types d'atomes présents.Nous pouvons obtenir cette information en calculant les nombres de ^moles des atomes présents à partir de leurs pourcentages massiques. La méthode la plus simple consiste à imaginer que nous disposions d'un échantillon d'exactement 100 g. .De cette façon, les pourcentages massiques nous donnent les masses en grammes de tous les éléments. Nous pouvons alors utiliser les masses molaires des éléments pour convertir ces masses en nombres de moles .    

Grâce aux pourcentages   calculés à l'exercice précédent de détermination de la composition massique de la vitamine C, nous tirons que 100 gr de vitamine C contient : 40,9 g. de Carbone, 4,58 g. D'Hydrogène et 54,5 g. d'Oxygène.

En divisant respectivement ces quantités par les masses molaires correspondantes, on obtient :

Pour le Carbone :0,9 g./12,01 g.mol-1 = 3,41 moles, pour l'Hydrogène, on obtient de la même façon : 4,54 mol et pour l'Oxygène : 3,41 moles. Le nombre de môles est proportionnel au nombre d'atomes , ce qui nous permet de déduire, que les atomes des éléments présents sont entre eux dans le rapport ( 3,41 atomes C):( 4,54 atomes H):(3,41 atomes O), ou encore 3,41:4,54:3,41. 

On pourrait être tenté d'écrire pour formule C3,41H4,54O3,41 mais lorsque l'on y réfléchit, c'est impossible car un composé ne peut contenir de fractions d'atomes réputés conventionnellement insécables à ce niveau d'analyse. Divisons tous les nombres par le plus petit d'entre-eux ( 3,41 ), ce qui donne un rapport  1,00;1,33;1,00. L'un des nombres n'est toujours pas un nombre entier, et nous devons multiplier chaque nombre par un commun facteur tels que tous les nombres soient des entiers ou puissent être arrondis à des entiers . Comme 1,33 = 4/3( aux erreurs expérimentales près), on multiplie par 3 pour obtenir 3,00;3,99;3,00 , soit approximativement 3:4:3. Nous savons maintenant que la formule empirique de la vitamine C est C3H4O3 

On détermine la formule empirique d'un composé à partir de sa composition massique et des masses molaires des éléments qu'il contient.

Exemple : détermination de la formule empirique d'un composé inorganique.

Un échantillon de Magnésium de masse 0,450 g. brûle dans l'azote pour former 0,653 gr de nitrure de magnésium , déterminez la formule empirique du nitrure de magnésium.

0, 653gr de Nitrure de Magnésium contient 0,450 gr de Magnésium ( M = 24,31 g. . mol-1) et 0,173 g de l'élément Azote (M=14,01 g. . mol-1 ) Sachant que les ions en jeu sont Mg++ et N3-   ce qui nous donne pour formule moléculaire Mg3N2, utilisons les données expérimentales et voyons.

0,450 g / 24,31 g. .mol-1 = 0,0185 mol Mg

0,173 g / 14,01 g. .mol-1 =  0,0123 mol N

La division par le plus petit nombre 0,0123 donne le rapport 1,50;1,00, pour éviter les fractions, on multiplie par 2 et on obtient 3,00;2,00 ce qui suggère bien la formule Mg3N2

...

Détermination des formules moléculaires

Au point où nous en sommes, nous savons que la formule chimique de la vitamine C est C3H4O3 , mais tout ce que la formule nous dit, c'est que les atomes C,H,et O sont présents dans le composé dans le rapport 3:4:3. Nous ne savons rien du nombre d'atomes dans chaque molécule; on obtient la même formule empirique pour    C3H4O3, C6H8O6, C9H12O9 ou pour tout autre multiple entier de la formule empirique.

Pour trouver la formule méléculaire d'un composé, il nous faut une autre information - sa masse molaire. Si nous connaissons la masse molaire, nous pouvons calculer le nombre de formules unités nécessaires pour l'atteindre. La spectrométrie de masse nous apprend que la masse molaire de la vitamine C est de 176,14 g./mol.La masse molaire de la formule unité C3H4O3 est : 3 . (12,01 g/mol )+ 4 . ( 1,008 g/mol) + 3 . (16,00 g/mol) = 88,06 g/mol .

Il faut donc 2 formules-unités C3H4O3 pour rendre compte de la masse molaire observée de la vitamine C .

(176,14 g/mol) / (88.06 g/mol)   =2,000 et la formule moléculaire de cette vitamine est 2 x ( C3H4O3 ) soit C6H8O6.

On trouve la formule moléculaire d'un composé moléculaire en déterminant le nombre de formules - unités nécessaires pour rendre compte de la masse molaire mesurée du composé.

Le problème de la dilution

Pour diluer une solution de façon contrôlée, il faut savoir réduire sa molarité de la valeur initiale à une valeur déterminée. Nous utilisons d'abord une pipette pour transférer le volume de solution nécessaire dans une fiole jaugée . Nous ajouterons ensuite la quantité de solvant suffisante pour ajuster le volume de la solution à sa valeur finale ; voici comment procéder.

Cette méthode est fondée sur une idée simple : quelle que soit la quantité de solvant ajouté à un volume donné d'une solution, le nombre de moles du soluté reste le même. Après dilution, le soluté occupe simplement un volume de solution plus grand. La méthode comporte deux étapes :

Etape 1 : Calculez le nombre de moles de formules unités dans la solution finale ( en fonction de ce qiue vous devez obtenir )

Le résultat de ce calcul représente la quantité de soluté à transférer dans la fiole jaugée  : ce nombre est égal au nombre de gr de soluté, par litre à la fin de la dilution , multiplié par le volume final , on a n = Mfinal x Vfinal.

Etape 2 : En vertu de la conservation de la matière, n = Minitial x Vinitial ==> Minitial x Vinitial = Mfinal x Vfinal , ce qui exprime que la quantité de soluté dans la solution finale ( membre de droite ) est égale à la quantité de soluté présente dans la solution initiale ( membre de gauche )

C'est ainsi que l'on trouve V correspondant à M en exécutant (Mfinal x Vfinal)/ Minitial  = Vinitial   ou encore et M2 x V2 / M1 = V1 soit M2 x V2 = M1 x V1

Ainsi , à titre d'exemple, supposons que nous désirions connaître le volume de la solution de KMnO4 ( aq) 0,030 M nécessaire pour préparer 250 ml de solution de KMnO4 1,5 x 10-3 M .

En premier lieu écrivons :  M2 x V2 / M1 = V1  = (1,50 . 10-3 mol.L-1) x (0,250 L) / (0,0380 mol . L-1) = 9,87 . 10 -3 L.

Il faut donc pour ce faire transférer 9,87 ml de la solution initiale dans une fiole jaugée ( ex : Erlenmeyer ), avec une burette et ajouter de l'eau jusqu'au trait de jauge.

Rappel 2 : Nomenclature et formules des composés binaires.

Un composé binaire est formé par l'union de deux éléments

(H2O, HCl, NH3 ).

Dans la formule d'un tel composé, l'Elément métalliqu doit figurer en premier lieux : on écrit :

NaCl et non ClNa

FeO et non OFe 

Pour les composés binaires entre éléments non métaliques , l'élément à placer en tête est celui qui figure le premier dans la liste ci-dessous :

B,Si,Sb,As,P,N,H,Te,Se,S,I,Br,Cl,O,F

On écrit :

NH3 et non H3N

HCl et ClH

PCl3 et non Cl3P etc

L'élément placé en tête, garde son nom, on ajoute au nom de l'autre le suffixe -ure, sauf dans le cas de l'oxygène, caractérisé traditionnellement par le suffixe -yde.

KCl est le chlorure de Potassium , HCl est chlorure d' Hydrogène, SbH3 est l'hydrure d'Antimoine , Al2O3 est l'oxyde d'Aluminium  etc...

Remarquons que les composés H2O et NH3 gardent leur nom usuel, l'eau et l'Ammoniac. Rationnellement il faudrait les appeler oxyde d'Hydrogène et hydrure d'Azote.

Les proportions stoechiométriques de deux éléments peuvent être indiquées u moyen de lettres grecques , mono, di, tri, etc .Les préfixes hémi (1/2) et sesqui ( 3/2 ) peuvent également être utilisés.

Cu2O est l'hémioxyde de cuivre

CuO est le monoxyde de cuivre

Fe2O3 est le sesquioxyde de fer

CO2 est du dioxyde de carbone

AsCl3 est du trichlorure d'Arsenic

AsCl5 est du pentachlorure d'Arsenic

N2O5 est l'hémi-pentoxyde d'azote, etc...  

Les proportions des deux éléments peuvent encore être indiquées par le système de Stock, qui consiste à représenter par un chiffre romain, placé immédiatemment après le nom de l'élément métallique la valence de ce dernier :

FeCl2 est le chlorure de fer ( II )

FeCl3 est du chlorure de fer ( III )

SnCl4 est du chlorure d' étain ( IV)

Le système qui consiste à indiquer la valence de l'élément métallique au moyen des suffixes  - eux et - ique est toléré lorsqu'il n'y a que deux formules possibles ( chlorures ferreux et ferriques par exemple ). 

Rappel 3 : pour les calculs de stoechiométrie pratique

L'équation d'une réaction indique les proportions dans lesquelles les réactifs réagissent ensemble, et dans lesquelles les produits se forment, les uns par rapport aux autres, et par rapport aux réactifs. Mais il est évident que sans modifier ces proportions , on peut réaliser la réaction avec d'autres quantités de réactifs que celles qui figurent l'équation. Ainsi, la combustion du carbone selon l'équation C + O2 →CO2 qui indique que 12 gr de carbone se combinent avec 32 g de dioxygène pour donner 44g de dioxyde de carbone.  On peut aussi bien faire brûler 1 g de carbone que 1000 kg, mais le dioxygène et le carbone réagissent dans tous les cas dans la proportion de 32 g de dioxygène pour 12 g de carbone, et il se forme toujours 44 g de dioxyde pour 12 g de carbone oxydé. 

Si les quantités initiales de réactifs respectent la proportion indiquée par l'équation, la réaction est réalisée dans les proportions stoechiométriques.Ainsi, le diazote et le dioxygène réagissent toujours dans des proportions de 1 à 3 , en moles ou en volumes .

N2 + 3 H2 ==> 2 NH.

Mais les conditions stoechiométriques peuvent être réalisées avec 0,1 et 0,3 moles, ou avec 250 et 750 moles, il se formera respectivement, 0,2 ou 500 moles d'ammoniac ( deux fois plus, en moles, que le diazote consommé). 

Si les quantités initiales des réactifs ne respectent pas les proportions de l'équation, la réaction est effectuée dans des conditions non stoechiométriques. En ce cas, l'un des réactifs est en excès par rapport à l'autre, et ce dernier est en défaut par rapport à lui. Le réactif en défaut est le réactif limitant ; lorsqu'il  a été entièrement consommé, il ne se forme plus de produit, bien qu'il reste une certaine quantité du réactif en excès, qui ne sera pas consommée. 

Exemple :

Si on effectue la synthèse d'ammoniac en utilisant 1 mole de diazote et 5 moles d'hydrogène ( au lieu de 3 ) , le diazote est en défaut. Trois moles seulement de dihydrogène pourront être consommées et il en restera 2 lorsque la mole de diazote sera consommée; elle ne peut être supérieure à 2 moles. D'une manière plus "mathématique, on peut procéder comme suit en considérant que x = la quantité d'ammoniac formée

Quantité initiale (en moles) :

N2 =1

3 H2 = 5

2 NH3  = 0

Quantités présentes à un moment quelconque :

N2 = 1 - x/2

3 H2 = 5 - (3/2) x

2 NH3 = x 

Quantités finales :

N2 = 0

3 H2 = 5 - 3 = 2

2 NH3 = 2

Lorsque x augmente, la quantité 1-x/2 est la première à s'annuler, pour la valeur x = 2, Il reste alors deux moles de dihydrogène  ( 5-3x/2 = 2 ), mais il ne peut plus se former d'ammoniac . Le diazote, en défaut, a joué le role de facteur limitant.  

une réaction est dite totale si tous les réactifs sont totalement consommés . Elle ne peut l'être que si ces derniers sont initialement dans les proportions stoechiométriques . 

La pratique de la chimie conduit très fréquemment à devoir calculer la quantité de chaque réactif à engager dans une réaction pour obtenir une quantité donnée d'un produit. On peut également avoir à déterminer la quantité d'un réactif nécessaire pour consommer une masse donnée d'un autre. La conduite de ces calculs n'est pas la même selon que la réaction est totale ou non.

Dans le cas de réactions totales  

Tout les raisonnements sont fondés sur le fait que , dans ce cas , les quantités consommées ou produites sont effectivement dans le même rapport que celui de l'équation équilibrée de la réaction.Le problème peut être posé en termes de moles, de masses ou de volumes, mais dans ces deux derniers cas on a intérêt à raisonner d'abord en moles.

Exemple :

Quel est  le volume d'air nécessaire pour assurer la combustion, dans un moteur de 10 l d'essence, de formule C8H18 et de masse volumique  ρ = 0,7 kg par litre ? Quelle masse de dioxyde de carbone en résultera-t-il ? ( masses atomiques C = 12, O = 16, H = 1 ).

L'équation de combustion est :  C8H18  + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O

D'après la valeur de  ρ, nous savons que la masse d'essence en jeu est de 7 kg

Les masses atomiques nous permettent de calculer la masse moléculaire de C8H18 = 114 gr ( 12 x 8) + ( 1 x 18 ). Donc 0,114 kg

Le nombre de moles de C8H18 est de 7/0,114 = 61,4 moles.

L'équation nous enseigne que pour une mole d'essence et 12,5 moles de dioxygène , on produit 8 moles de CO2 

Pour 61,4 moles d'essence réagissant avec 12,5 x 61,4 = 767,5 mol de dioxygène, on obtiendrait 8 x 61,4 = 491,2 mol de dioxyde de carbone 

ce volume de 767,5 moles de dioxygène correspond à 767,5 x 22,4 litres = 17192 litres ou 17,192 mètres3 

Il n'y a que 20 % de dioxygène ( en volume ) dans l'air, donc il faut 17,192 x 5 m3 d'air = 85,96 m3

En ce qui concerne la quantité de dioxyde de carbone formé, elle correspond à 491,2 mol x 44 g ( 12 + 2  x 16 ) = 21613 g = 21,613 kg !!!

Dans le cas de réactions non totales

Deux raisons peuvent empêcher une réaction d'être totale :

a) Si elle est réalisée dans des conditions non stoechiométriques

Cette situation a déjà été discutée ci-avant : Les calculs se réaliseront selon le même mode de raisonnement, mais seuls les rapports entre les produits et le réactif en défaut sont conformes à l'équation. Il faut donc repérer le réactif en défaut.

Exemple :  Quelle est la masse d'iodure de plomb PbI2, qui précipite si l'on ajoute 5 g de nitrate de Pb(NO3)2 à 400 ml d'une solution d'iodure de Potassium KI contenant 0,05 mol/l ?

Equation de la réaction : Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 + 2 KNO3

Nombre n de moles de nitrates de plomb utilisé : M Pb(NO3)2 ; n = 5/331 = 1,5 10 . 10-2 mol

Nombre n' d'iodure de potassium utilisé : 400 ml contiennent n' = 0,05 . 400/1000 = 2 . 10-2 mol

Selon l'équation, pour une réaction totale avec 1,5 . 10-2 mol de nitrate de plomb, il faudrait 1,5 . 10 -2 . 2 mol d'iodure de potassium. On a que les 2/3 de cette quantité avec les 2 moles présentes, il est donc en défaut et c'est par rappot à lui que l'onb doit calculer la quantité d'iodure de plomb produit.

Nous n'aurons donc que 1 . 10-2 mol PbI2 produite

m d'iodure déposée = M(PbI2) x 1.10-2 = 461 x 1.10-2 g = 4,61 g

b) Si elle est " inversible " et conduit à un équilibre chimique.

Il s'agit de réactions qui sont également possibles en sens inverse ( de droite à gauche ). Elles donnent l'apparence de s'arrêter avant que les réactifs ne soient complètement séparés, mais s'ils sont dans les proportions  stoechiométriques. La réaction entre l'éthanol C2H5OH et l'acide acétique CH3COOH <==> C3COOC2H5 + H2O( estérification ) en est un exemple. Dans un mélange initial d'une mole d'éthanol et 1 mole d'acide acétique, il ne se forme pas plus de 0,67 mole d'ester et 0, 67 mole d'eau, il reste ainsi 0,33 mole d'acide et 0,33 mole d'éthanol qui ne se transforment pas. 

Dans un tel cas de réaction , l'équation bilan où figure le signe " <==>" ne représente donc pas létat initial et l'état final, mais bien l'idée que si une mole d'éthanol réagit avec une mole d'acide acétique alors il se forme une mole d'ester et une mole d'eau. La disparition de 0,67 mole de chaque réactif qui se trouvent en présence à "l'équilibre" , dans des conditions stoechiométriques ou non stoechiométriques.

Exemple, la réaction N2 + 3H2 <==> 2 NH3 est inversible et, conduit à un état d'équilibre . Si on la réalise avec , au départ, 3 moles de chaque réactifs et si , à l'équilibre, il s'est formé x moles de d'ammoniac, combien reste-t-il de diazote et de dihydrogène ?

à l'équilibre on a :

- 3 - 0,5 x mol de N2

- 3 - 1,5 x mol de H2

- x mol de NH3

suite

 

 

 

      

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  

   

 

 

 

 

   

 

 

         

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Date de dernière mise à jour : 02/04/2016