Gaz parfait et stoechiométrie                                                                                             ...
M= où n est le nombre de                   contenant 116.88 g de                                     en solution.         ...
massique         pourcentage en masse de                       masses molaires de H2O2,      centésimale, il est        de...
supposant que tout le réactif                 Exercice 2 :                         limitant ait réagit                    ...
Unité         Consulter votre table de log ou                 Faire très attention aux unités lors de résolution de   Calc...
Prochain SlideShare
Chargement dans…5
×

Gaz parfait et stoechiométrie 2

1 860 vues

Publié le

résumé des notions de base stoechiométrie et gaz parfait

0 commentaire
0 j’aime
Statistiques
Remarques
  • Soyez le premier à commenter

  • Soyez le premier à aimer ceci

Aucun téléchargement
Vues
Nombre de vues
1 860
Sur SlideShare
0
Issues des intégrations
0
Intégrations
1
Actions
Partages
0
Téléchargements
25
Commentaires
0
J’aime
0
Intégrations 0
Aucune incorporation

Aucune remarque pour cette diapositive

Gaz parfait et stoechiométrie 2

  1. 1. Gaz parfait et stoechiométrie Novembre 2012Résuméi ou « comment décrypter le jargon du chimiste » ! Théorie Unités Exemple Utilité Commentaire ou exemple/exercice Mole Quantité de substance qui [mol] Ex : 4.0003 g de He Très utile en chimie car Nombre d’Avogadro : contient autant d’entités représente 1 mole les atomes sont si NA=6.022X1023 /mol élémentaires (atomes, légers qu’on ne peut les (de même que 1 douzaine d’oranges molécules, ions ou autres peser facilement contient 12 oranges, 1 mol d’atome particules) qu’il y a d’atomes individuellement. contient 6.022X1023 atomes) dans 12 g de carbone 12. Masse C’est la masse de 1 atome [u] Masse atomique du Na est u équivaut à exactement un atomique exprimé en unité de masse de 22.99 u. douzième de la masse de 1 atome atomique Celle du Cl 35.45 u. de carbone 12. Le carbone 12 sert ici d’étalon pour la détermination de la masse atomique des autres éléments. On la trouve sur le tableau périodique.Masse molaire Masse en grammes de 1 mole [g/mol] Ex : masse molaire de Exercice 1 : Quelle est la masse d’entités élémentaires (comme NaCl vaut : 1 x 22.99 +1x molaire du sulfate de cobalt : des atomes ou des molécules) 35.45 = 58.44 g/mol CoSO4 ? d’une substance Celle de H3PO4 vaut : Exercice 2 : quelle est la masse 3x1.008+1x30.97+4x15.99 molaire du nitrate du Cu : Cu(NO3)2 = 97.95 g/mol Molarité La molarité est le nombre de [mol/l] Ex.1 : Si une concentration Il est plus pratique de Expression de la concentration. On M moles d’une substance ou vaut 0.172 mol/l la mesurer un volume ne l’emploie pas au quotidien. dissoute (soluté) par litre de M molarité est de 0.172 M. qu’une masse. Très utile en chimie pour indiquer le solution Ex. 2 : 1 l de solution nombre de mole d’une substance
  2. 2. M= où n est le nombre de contenant 116.88 g de en solution. mole et V le volume. NaCl a une concentration On trouvera sur les étiquettes des de 2 M ou 2 mol/l car la flacons masse molaire de Ex : HCl 2M, NaOH 1M NaCl vaut 58.44 g/mol Nombre de m= 116.88 g Exercice 1 : Combien y a-t-il de mol moles n= [mol] = 58.44 g/mol (NaCl) de CH4 dans 6.07 g ? n où m est la masse en g n= 2 moles. Exercice 2 : Nombres de moles contenues dans 198 g de chloroforme CHCl3 ?Concentration La concentration est la 1 l de solution contenant Exercice 1 : Il y a 5 g de sucre dans c quantité d’une substance 10 g de NaCl a une mon café dont le volume est de 2 dl. dissoute (soluté) par litre de concentration de : Quelle est la concentration en sucre solution ; elle peut être c= = = 10 g/l dans mon café (en g/l)? quelle est la exprimée en g/l [g/l] concentration molaire (en mol/l) c= = = 0.172 c= ou sachant que la formule du sucre est ou en mol/l [mol/l] mol/l C12H22O11 ? c= Masse Exprime la masse par unité de [g/cm3 ] Quel volume occupe 1kg Exercice`1 : volumique volume, symbolisée par ρ [kg/ l] de Hg, 1 kg de Pb 1 kg de Calculer la masse volumique de O2 H2O, et 1 kg de H2 à 1 atm, et de CH4 à 1 atm et 273 K. 293 K ? Exercie 2 : la masse de 325 ml de ρ Hg = 13 .53 g/cm3 Trouvé dans le tableau méthanol liquide est de 257 g. ρ Fe = 7.87 g/cm3 périodique Quelle est la masse volumique de ρ H2o = 1 g/cm3 cette substance ? ρ H2 = 0.083.10-3 g/cm3 Mais comment l’a-t-on trouvé ?Composition La composition centésimale Dans 1 mol de H2O2 il y a 2 A partir de la Exercice :centésimale massique d’un élément est le mol de H et 2 mol de O. Les composition calculer la composition centésimale
  3. 3. massique pourcentage en masse de masses molaires de H2O2, centésimale, il est de l’acide sulfurique H2SO4 chaque élément contenu dans [%] de H et de O sont possible de calculer la un composé respectivement 34.02 g, formule empirique de = 1.008 get 16.00 g. ce composé. % de H = Equation Une équation chimique représente la réaction chimique par les formules chimiques des réactifs et produits avec une flèche de séparation. chimiqueEquilibrage des Les atomes individuels ,quelle Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl Conservation de la Exercice 1: équations que soit l’espèce à laquelle ils (pas équilibrée) masse Equilibrer: chimie appartiennent, ne sont ni créés H2 + O2 →H2O ni détruits durant une réaction 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl chimique. De ce fait l’équation chimique doit être équilibrée. On équilibre une équation en plaçant des nombres appropriés, appelés coefficients stoechiométrique devant les formules chimiques.ii Stœchiométrie La stœchiométrie a trait au calcul des quantités d’élément ou de composé qui interviennent au cours des réactions chimiques Réactifs Le réactif limitant dans une réaction est celui dont la quantité Exercice : Le monoxyde d’azote réagit instantanément pour limitants stoechiométrique est la plus petite. Il détermine la quantité de produit qui former du dioxyde d’azote, gaz brun. peut être formée. 2NO + O2 → 2 NO2 0.886 mol de NO est mélangée avec 0.503 mol de O2. Déterminez lequel des 2 réactif est le réactif limitant. Calculez le nombre de moles de NO2 produites. Rendement La quantité de réactif limitant Exercice 1 : théorique présente au début d’une [g] j’ai 5.3 kg de pommes et 4.9 kg de sucre. Je fais de la confiture par mélange des 2. J’obtiens réaction détermine le 8.74 kg de confiture. Quel est mon rendement ? rendement théorique de la L’année passé j’ai eu un rendement de 95% et j’en fais 13 kg. Combien avais-je de pommes réaction, cest-à-dire la sachant que j’ai pu mettre exactement la même quantité de pommes que de sucre ? quantité de produit prévue en
  4. 4. supposant que tout le réactif Exercice 2 : limitant ait réagit TiCl4 + 2 Mg →Ti + 2 MgCl2 Rendement La quantité de produit [g] 3.54 ×107 g de TiCl4 réagissent avec 1.13 × ×107 g de Mg. Calculer le rendement théorique réel réellement obtenue à la fin de Ti en g d’une réaction Calculez le pourcentage de rendement si la réaction produit 7.91× 106 g de Ti Pourcentagede Rendement des réactions = [%] Etat gazeux Gaz : pas de volume fixe ni de forme déterminée. Composé de particules très éloignées animées en permanence d’un mouvement aléatoire. Compressibilité très marquée. De ce fait la pression et le volume du gaz varie fortement en fonction de la pression. De même la pression varie fortement en fonction de la température. Si je travaille dans un système fermé, l’augmentation de la pression peut conduire à la rupture de mon contenant. Lois des gaz Attention aux conditions Utile pour déterminer Exercice 1 : La pression d’uneparfaits et son pV=nRT de validité ! cf feuille de P. la pression par exemple bonbonne de contenant 10.0 l équation Durussel dans des conditions de d’azote est de 4.15 atm. À 20°C. températures et Quelle est la masse d’azote qui est volume donné. contenue dans cette bonbonne ? Ou alors connaissant un Exercice 2 : Combien de millilitres volume de gaz obtenu, de H2 à 18°C et 736 Torrs seront-ils on peut calculer la produits si on faits réagir 0.914 g de quantité produite et en Zn avec 50 ml HCl (aq) 0.65 molaire ? déduire la Eq : Zn(s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 + H2 stoechiométrie (cf. TP ) Equation Simplification très utile Exercice 1 : Un échantillon gazeux acombinée des valable en système un volume initial de 4.0 l. à une gaz parfaits [atm·l/K] fermé si n est constant pression initiale de 121 kPa et à une température initiale de 66°C, subit une modification qui porte son volume et sa température à 1.7 l et à 42°C. quelle est la pression finale en kPa ?
  5. 5. Unité Consulter votre table de log ou Faire très attention aux unités lors de résolution de Calculer la masse volumique de O2 a le dos du tableau périodique problèmes. 3.45 ×105 Pa et 50 °C et celle de CH4 à 358 mmHg et 0°C ?Constante des R = 0.082 atm· l ·mol-1· K-1 Il existe d’autres valeurs avec d’autres unités. Nous vous proposons de travailler avec celle- gaz parfaits là dans le cadre de ce cours.Stœchiométrie Les notions de stœchiométrie s’appliquent aussi aux gaz. Au cours des réactions en milieu gazeux, le volume molaire sera utilisé comme des gaz nouveau facteur de conversion en stœchiométrie TPN Température et pression normales soit 273 K et 1 atm Calcul de la Comment déterminer La loi des gaz parfaits Exercice 1 : Calculer la masse masse ρ= [g/cm3 ] Une ampoule de volume permet de calculer soit volumique de C2H6 gazeux en volumique connu est remplie d’une la masse volumique soit grammes par litre à 15 °C et à 99.7 ou substance gazeuse. T et p la masse molaire d’une kPa ? [g/l] sont connus. On pèse la substance gazeuse. Exercice 2 : Calculer la masse masse de l’ampoule avec volumique engrammes par litres du et sans le gaz. La différence méthane gazeux CH4 à une vaut la masse de gaz. En température de 25 °C et une divisant la masse de gaz pression de 99.07 kPa ? par le volume on a la masse volumique. Connaissant le volume on trouve le nombre de mole. Ayant le nombre de mole et la masse, on calcule la masse molaire ! IUAPC International Union of Pure Donne les unités, terminologies, nomenclature and Applied Chemistryi ème R. Chang, Chimie générale, 3 édition, Chenelière Mc Graw-Hill, 2002ii McQuarrie, Rock, Chimie générale, ed. revue, DeBoeck, 1992

×