La mole

L’identité d’une substance est définie non seulement par les types d’atomes ou d’ions qu’elle contient, mais aussi par la quantité de chaque type d’atome ou d’ion. Par exemple, l’eau, H₂O_, et le peroxyde d’hydrogène, H₂O₂, se ressemblent en ce sens que leurs molécules respectives sont composées d’atomes d’hydrogène et d’oxygène. Cependant, comme une molécule de peroxyde d’hydrogène contient deux atomes d’oxygène, contrairement à la molécule d’eau qui n’en a qu’un, les deux substances présentent des propriétés très différentes. Aujourd’hui, nous possédons des instruments sophistiqués qui permettent de mesurer directement ces caractéristiques microscopiques déterminantes ; cependant, les mêmes caractéristiques ont été à l’origine dérivées de la mesure de propriétés macroscopiques (les masses et les volumes des quantités de matière en vrac) à l’aide d’outils relativement simples (balances et verrerie volumétrique). Cette approche expérimentale a nécessité l’introduction d’une nouvelle unité pour la quantité de substances, la mole, qui reste indispensable dans la chimie moderne.

La mole est une unité de quantité similaire aux unités familières comme la paire, la douzaine, le brut, etc. Elle fournit une mesure spécifique du nombre d’atomes ou de molécules dans un échantillon global de matière. Une mole est définie comme la quantité de substance contenant le même nombre d’entités discrètes (telles que des atomes, des molécules et des ions) que le nombre d’atomes dans un échantillon de ¹²C pur pesant exactement 12 g. Pour illustrer davantage cette idée, 1 paire = 2 choses, 1 douzaine = 12 choses et 1 mole = 6,022 × 10²³ choses. Une connotation latine du mot “mole” est “grande masse” ou “volume”, ce qui est cohérent avec son utilisation comme nom pour cette unité. La mole établit un lien entre une propriété macroscopique facilement mesurable, la masse volumique, et une propriété fondamentale extrêmement importante, le nombre d’atomes, de molécules, etc.

Le nombre d’entités composant une mole a été déterminé expérimentalement comme étant 6,02214179 × 10²³, une constante fondamentale appelée nombre d'Avogadro (N_A) ou constante d’Avogadro en l’honneur du scientifique italien Amedeo Avogadro. Cette constante est correctement rapportée avec une unité explicite de “par mole,” une version arrondie étant 6,022 × 10²³/mol.

Conformément à sa définition en tant qu’unité de quantité, une mole de tout élément contient le même nombre d’atomes qu’une mole de tout autre élément. Les masses d’une mole de différents éléments sont cependant différentes, car les masses des différents atomes sont radicalement différentes. La masse molaire d’un élément (ou d’un composé) est la masse en grammes d’une mole de cette substance, une propriété exprimée en unités de grammes par mole (g/mol) (voir figure 1.1.1).

Figure 1.1.1 Chaque échantillon contient 6,022 × 10²³ atomes – 1,00 mole d’atomes. De gauche à droite (rangée du haut) : 65,4 g de zinc, 12,0 g de carbone, 24,3 g de magnésium et 63,5 g de cuivre. De gauche à droite (rangée du bas) : 32,1 g de soufre, 28,1 g de silicium, 207 g de plomb et 118,7 g d’étain. (crédit : modification du travail de Mark Ott)

Comme les définitions de la mole et de l’unité de masse atomique sont basées sur la même substance de référence, le ¹²C, la masse molaire de toute substance est numériquement équivalente à son poids atomique ou à sa formule en unités de masse atomique, ou amu. Selon la définition de l’amu, un seul atome de ¹²C pèse 12 amu (sa masse atomique est de 12 amu). Selon la définition de la mole, 12 g de ¹²C contient 1 mole d’atomes de ¹²C (sa masse molaire est de 12 g/mol). Cette relation est valable pour tous les éléments puisque leur masse atomique est mesurée par rapport à celle de la substance de référence de l’amu, le ¹²C. Suivant ce principe, la masse molaire d’un composé en grammes est également numériquement équivalente à sa masse de formule en amu (figure 1.1.2).

Figure 1.1.2 Chaque échantillon contient 6,02 × 10²³ molécules ou unités de formule – 1,00 mole du composé ou de l’élément. Dans le sens des aiguilles d’une montre, à partir du coin supérieur gauche : 130,2 g de C₈H₁₇OH (1-octanol, masse de formule 130,2 amu), 454,4 g de HgI₂ (iodure de mercure (II), masse de formule 454,4 amu), 32,0 g de CH₃OH (méthanol, masse de formule 32,0 amu) et 256,5 g de S₈ (soufre, masse de formule 256,5 amu). (crédit : Sahar Atwa)

Tableau 1.1.1 Propriétés quantitatives des éléments sélectionnés

Si la masse atomique et la masse molaire sont numériquement équivalentes, il faut garder à l’esprit qu’elles sont très différentes en termes d’échelle, comme le montre la grande différence de magnitude de leurs unités respectives (amu contre g). Pour apprécier l’énormité de la mole, considérez une petite goutte d’eau pesant environ 0,03 g (voir figure 1.1.3). Bien que cela ne représente qu’une infime fraction d’une mole d’eau (~18 g), elle contient plus de molécules d’eau qu’on ne peut l’imaginer. Si les molécules étaient réparties de manière égale entre les sept milliards de personnes sur Terre, chaque personne recevrait plus de 100 milliards de molécules.

Figure 1.1.3. Le nombre de molécules dans une seule goutte d’eau est environ 100 milliards de fois supérieur au nombre de personnes sur terre. (crédit : “tanakawho“/Wikimedia commons)

Les relations entre la masse de la formule, la mole et le nombre d’Avogadro peuvent être appliquées pour calculer diverses quantités qui décrivent la composition des substances et des composés. Par exemple, si nous connaissons la masse et la composition chimique d’une substance, nous pouvons déterminer le nombre de moles et calculer le nombre d’atomes ou de molécules dans l’échantillon. De même, si nous connaissons le nombre de moles d’une substance, nous pouvons en déduire le nombre d’atomes ou de molécules et calculer la masse de la substance.

Exemple 1.1.1 – Déterminer le nombre de moles à partir des grammes d’un élément

Selon les directives nutritionnelles du ministère américain de l’agriculture, les besoins quotidiens moyens en potassium alimentaire sont estimés à 4,7 g. Quel est le besoin moyen quotidiens estimé en potassium en moles ?

Solution

La masse de K est fournie, et la quantité correspondante de K en moles est demandée. En se référant au tableau périodique, la masse atomique de K est de 39,10 amu, et donc sa masse molaire est de 39,10 g/mol. La masse donnée de K (4,7 g) est un peu plus d’un dixième de la masse molaire (39,10 g), de sorte qu’une estimation “approximative” raisonnable du nombre de moles serait légèrement supérieure à 0,1 mole.

La quantité molaire d’une substance peut être calculée en divisant sa masse (g) par sa masse molaire (g/mol) :

La méthode factorielle soutient cette approche mathématique puisque l’unité (et non la dimension, car la même variable est exprimée selon une méthode différente mais exprimant essentiellement les mêmes données) “g” s’annule et la réponse comporte des unités de “mol” :

La quantité calculée (0,12 mol K) est conforme à nos attentes approximatives puisqu’elle est un peu plus grande que 0,1 mol.

Vérifiez votre apprentissage 1.1.1 – Déterminer le nombre de moles à partir des grammes d’un élément

Le béryllium est un métal léger utilisé pour fabriquer des fenêtres transparentes pour les rayons X des instruments d’imagerie médicale. Combien de moles de Be y a-t-il dans une fenêtre à feuille mince pesant 3,24 g ?

Réponse

0,360 mol

Exemple 1.1.2 – Déterminer les grammes à partir de moles pour un élément

Un litre d’air contient 9,2 × 10^-4 mol d’argon. Quelle est la masse de Ar dans un litre d’air ?

Solution

La quantité molaire de Ar est fournie et doit être utilisée pour calculer la masse correspondante en grammes. Comme la quantité de Ar est inférieure à 1 mole, la masse sera inférieure à la masse d’une mole de Ar, soit environ 40 g. La quantité molaire en question est approximativement un millième (~10^-3) d’une mole, et la masse correspondante devrait donc être approximativement un millième de la masse molaire (~0,04 g) :

Dans ce cas, la logique dicte (et la méthode des facteurs d’étiquetage l’appuie) de multiplier la quantité fournie (mol) par la masse molaire (g/mol) :

Le résultat est en accord avec nos attentes, autour de 0,04 g Ar.

Vérifiez votre apprentissage 1.1.2 – Déterminer les grammes à partir de moles pour un élément

Quelle est la masse de 2 561 moles d’or ?

Réponse

504,4 g

Exemple 1.1.3 – Calcul du nombre d’atomes à partir de la masse pour un élément

Le cuivre est couramment utilisé pour fabriquer des fils électriques (figure 1.1.4.). Combien d’atomes de cuivre y a-t-il dans 5,00 g de fil de cuivre ?

Figure 1.1.4. Le fil de cuivre est composé de nombreux, nombreux atomes de Cu. (crédit : Emilian Robert Vicol)

Solution

Le nombre d’atomes de Cu dans le fil peut être dérivé de sa masse par un calcul en deux étapes : d’abord le calcul de la quantité molaire de Cu, puis l’utilisation du nombre d’Avogadro (N_A) pour convertir cette quantité molaire en nombre d’atomes de Cu :

Étant donné que la masse de l’échantillon fourni (5,00 g) est un peu inférieure à un dixième de la masse d’une mole de Cu (~64 g), une estimation raisonnable du nombre d’atomes dans l’échantillon serait de l’ordre d’un dixième de N_A, soit environ 1022 atomes de Cu. La réalisation du calcul en deux étapes donne des résultats :

La méthode factorielle d’étiquetage donne l’annulation souhaitée des unités, et le résultat calculé est de l’ordre de 10²² comme prévu.

Vérifiez votre apprentissage 1.1.3 – Calcul du nombre d’atomes à partir de la masse pour un élément

Un prospecteur qui cherche de l’or dans une rivière recueille 15,00 g d’or pur. Combien y a-t-il d’atomes d’Au dans cette quantité d’or ?

Réponse

4,586 × 10²² atomes d’Au

Exemple 1.1.4 – Déterminer les moles à partir des grammes pour un composé

Notre corps synthétise des protéines à partir d’acides aminés. L’un de ces acides aminés est la glycine, dont la formule moléculaire est C₂H₅O₂N. Combien de moles de molécules de glycine sont contenues dans 28,35 g de glycine ?

Solution

Nous pouvons déduire le nombre de moles d’un composé à partir de sa masse en suivant la même procédure que celle utilisée pour un élément :

La masse molaire de la glycine est nécessaire pour ce calcul, et elle est calculée de la même manière que sa masse moléculaire. Une mole de glycine, C₂H₅O₂N, contient 2 moles de carbone, 5 moles d’hydrogène, 2 moles d’oxygène et 1 mole d’azote :

La masse de glycine fournie (~28 g) est un peu plus d’un tiers de la masse molaire (~75 g/mol), on s’attendrait donc à ce que le résultat calculé soit un peu plus d’un tiers de mole (~0,33 mol). En divisant la masse du composé par sa masse molaire, on obtient le résultat :

Ce résultat est conforme à notre estimation approximative.

Vérifiez votre apprentissage 1.1.4 – Déterminer les moles à partir des grammes pour un composé

Combien de moles de saccharose, C₁₂H₂₂O₁₁, se trouvent dans un échantillon de 25 g de saccharose ?

Réponse

0,073 mol

Exemple 1.1.5 – Déterminer les grammes à partir des moles pour un composé

La vitamine C est un composé covalent dont la formule moléculaire est C₆H₈O₆. L’apport alimentaire quotidien recommandé en vitamine C pour les enfants âgés de 4 à 8 ans est de 1,42 × 10^-4 mol. Quelle est la masse de cet apport en grammes?

Solution

Comme pour les éléments, la masse d’un composé peut être dérivée de sa quantité molaire comme indiqué :

La masse molaire de ce composé est calculée à 176,124 g/mol. Le nombre de moles donné est une très petite fraction de mole (~10^-4 ou un dix millième) ; par conséquent, on s’attendrait à ce que la masse correspondante soit environ un dix millième de la masse molaire (~0,02 g). En effectuant le calcul, nous obtenons :

Cela correspond au résultat escompté.

Vérifiez votre apprentissage 1.1.5 – Déterminer les grammes à partir des moles pour un composé

Quelle est la masse de 0,443 mole d’hydrazine, N₂H₄ ?

Réponse

14,2 g

Exemple 1.1.6 – Déterminer le nombre d’atomes et de molécules à partir de la masse d’un composé

Un sachet d’édulcorant artificiel contient 40,0 mg de saccharine (C₇H₅NO₃S), dont la structure est la suivante

Étant donné que la saccharine a une masse molaire de 183,18 g/mol, combien de molécules de saccharine y a-t-il dans un échantillon de 40,0 mg (0,0400 g) de saccharine ? Combien d’atomes de carbone se trouvent dans le même échantillon ?

Solution

Le nombre de molécules dans une masse donnée d’un composé est calculé en dérivant d’abord le nombre de moles, puis en le multipliant par le nombre d’Avogadro :

Utilisation de la masse et de la masse molaire fournies pour les rendements en saccharine :

La formule du composé montre que chaque molécule contient sept atomes de carbone, et donc le nombre d’atomes de C dans l’échantillon fourni :

Vérifiez votre apprentissage 1.1.6 – Déterminer le nombre d’atomes et de molécules à partir de la masse d’un composé

Combien de molécules de C₄H₁₀ sont contenues dans 9,213 g de ce composé ? Combien d’atomes d’hydrogène ?

Réponse

9,545 × 10²² molécules C₄H₁₀ ; 9,545 × 10²³ atomes H

Composition en pourcentage

La composition élémentaire d’un composé définit son identité chimique, et les formules chimiques sont la façon la plus succincte de représenter cette composition élémentaire. Lorsque la formule d’un composé est inconnue, la mesure de la masse de chacun de ses éléments constitutifs est souvent la première étape du processus de détermination expérimentale de la formule. Les résultats de ces mesures permettent de calculer la composition en pourcentage du composé, définie comme le pourcentage en masse de chaque élément du composé. Prenons par exemple un composé gazeux composé uniquement de carbone et d’hydrogène. La composition en pourcentage de ce composé pourrait être représentée comme suit :

Si l’analyse d’un échantillon de 10,0 g de ce gaz montrait qu’il contient 2,5 g de H et 7,5 g de C, la composition en pourcentage serait calculée comme étant de 25 % de H et 75 % de C :

Un composé chimique est la combinaison de deux ou plusieurs éléments. Si vous étudiez un composé chimique, vous voudrez peut-être trouver le pourcentage de composition d’un certain élément dans ce composé chimique. L’équation pour la composition en pourcentage est la suivante :

Si vous voulez connaître le pourcentage de composition des éléments d’un composé, suivez ces étapes :

Les étapes de la résolution :

1. Trouvez la masse molaire de tous les éléments du composé en grammes par mole.

2. Trouvez la masse moléculaire de l’ensemble du composé.

3. Divisez la masse molaire du composant par la masse moléculaire totale.

4. Vous avez maintenant un nombre entre 0 et 1, multipliez-le par 100 pour obtenir le pourcentage de composition !

Conseils pour résoudre les problèmes :

1. Les composés s’additionneront toujours à 100%, donc dans un composé binaire, vous pouvez trouver le pourcentage du premier élément, puis soustraire de 100% pour déterminer le pourcentage du second élément.

2. Si vous utilisez une calculatrice, vous pouvez stocker la masse molaire globale dans une variable telle que “A”. Cela accélérera les calculs et réduira les erreurs typographiques.

Ces étapes sont décrites dans la figure ci-dessous.

Étapes à suivre pour déterminer la composition en pourcentage

(avec exemple)

PCl₅ Pentachlorure de phosphore

1. Trouver la masse molaire de tous les éléments du composé

P = 30,974 g

Cl = 5 (35,453 g) = 177,265 g

2. Trouvez la masse moléculaire :

PCl₅ = 30,974 g + 177,265 g = 208,239 g

3. Divisez chaque masse molaire par la masse moléculaire et multipliez par 100 :

Par conséquent, le pentachlorure de phosphore contient 14,87 % de P et 85,13 % de Cl en masse.

Exemple 1.1.7 – Étapes à suivre pour déterminer la composition en pourcentage

Trouvez la composition en pourcentage de l’acide chlorhydrique (HCl).

Solution

Trouvez d’abord la masse molaire de l’hydrogène. H = 1,00794 g. Trouvez maintenant la masse moléculaire de HCl : 1,00794 g + 35,4527 g = 36,46064 g. Suivez les étapes 3 et 4 : (1,00794 g/36,46064 g) x 100 = 2,76 %. Maintenant, il suffit de soustraire pour trouver le pourcentage en masse de chlore dans le composé : 100 % – 2,76 % = 97,24 %. Par conséquent, HCl est constitué de 2,76 % d’hydrogène et de 97,24 % de chlore en masse.

Questions

★ Questions

1. Comparez 1 mole de H₂, 1 mole de O₂ et 1 mole de F₂. Quelle est la molécule qui a le plus grand nombre de molécules ? Expliquez pourquoi.

2. Lequel contient la plus grande masse d’oxygène : 0,75 mole d’éthanol (C₂H₅OH), 0,60 mole d’acide formique (HCO₂H) ou 1,0 mole d’eau (H₂O) ? Expliquez pourquoi.

3. En quoi la masse moléculaire et la masse molaire d’un composé sont-elles similaires et en quoi sont-elles différentes ?

4. Calculez la masse molaire (en g/mol) de chacun des éléments suivants :

a. L’halothane anesthésique, C₂HBrClF₃

b. L’herbicide paraquat, C₁₂H₁₄N₂Cl₂

c. Caféine, C₈H₁₀N₄O₂

d. Urée, CO(NH₂)₂

e. Un savon typique, C₁₇H₃₅CO₂Na

5. Déterminez le nombre de moles du composé et le nombre de moles (en mol) de chaque type d’atome dans chacun des cas suivants :

a. 25,0 g de propylène, C₃H₆

b. 3,06 ｘ10^-3 g de l’acide aminé glycine, C₂H₅NO₂

c. 25 lb de l’herbicide Treflan, C₁₃H₁₆N₂O₄F (1 lb = 454 g)

d. 0,125 kg de l’insecticide Paris Green, Cu₄(AsO₃)₂(CH₃CO₂)₂

e. 325 mg d’aspirine, C₆H₄(CO₂H)(CO₂CH₃)

6. Déterminez la masse (en grammes) de chacun des éléments suivants :

a. 0,0146 mol KOH

b. 10,2 mol d’éthane, C₂H₆

c. 1,6 x 10^-3 mol Na₂SO₄

d. 6,854 x 10³ mol de glucose, C₆H₁₂O₆

e. 2,86 mol Co(NH3)₆Cl₃

★★ Questions

7. Une portion de 55 grammes d’une céréale donnée fournit 270 mg de sodium, soit 11 % de l’apport quotidien recommandé. Combien de moles et d’atomes de sodium sont présents dans l’apport journalier recommandé ?

8. Une certaine céréale croquante aux noix contient 11,0 grammes de sucre (saccharose, C₁₂H₂₂O₁₁) par portion de 60,0 grammes. Combien de portions de cette céréale faut-il consommer pour obtenir 0,0278 mole de sucre ?

9. Lequel des éléments suivants représente le plus petit nombre de molécules ?

a. 20,0 g de H₂O (18,02 g/mol)

b. 77,0 g de CH₄ (16,06 g/mol)

c. 68,0 g de CaH₂ (42,09 g/mol)

d. 100,0 g de N₂O (44,02 g/mol)

e. 84,0 g de HF (20,01 g/mol)

Réponses

1. Comme il y a 1 mole de chaque, ils ont tous le même nombre de molécules.

2. Acide formique. Sa formule comporte deux fois plus d’atomes d’oxygène que les deux autres composés (un chacun). Par conséquent, 0,60 mole d’acide formique équivaudrait à 1,20 mole d’un composé contenant un seul atome d’oxygène.

3. Les deux masses ont la même valeur numérique, mais les unités sont différentes : la masse moléculaire est la masse d’une molécule tandis que la masse molaire est la masse de 6,022 × 10²³ molécules.

4. (a) 197,382 g/mole ; (b) 257,163 g/mole ; (c) 194,193 g/mole ; (d) 60,056 g/mole ; (e) 306,464 g/mole

5. (a) 0,594 mol C₃H₆, 1,78 mol C, 3,56 mol H ; (b) 4,08 × 10^-5 mol C₂H₅NO₂, 8,15 × 10^-5 mol C, 2,04 × 10^-4 mol H, 4,08 × 10^-5 mol N, 8,15 × 10^-5 mol O ; (c) 40,06 mol C₁₃H₁₆N₂O₄F, 520,79 mol C, 640,98 mol H, 80.12 mol N, 160,24 mol O, 40,06 mol F ; (d) 0,81 mol Cu₄(AsO₃)₂(CH₃CO₂)_2, 0,81 mol Cu, 0,40 mol As, 2,02 mol O, 0,81 mol C, 1,21 mol H ; (e) 1,80 × 10^-3 mol C₆H₄(CO₂H)(CO₂CH₃), 0,016 mol C, 0,014 H, 7,22 × 10^-3 mol O

6. (a) 0,819 g ; (b) 307 g ; (c) 0,23 g ; (d) 1,235 × 10⁶ g (1235 kg) ; (e) 765 g

7. 0,107 mol Na, 6,43 × 10²² atomes Na

8. 0,865 portion, soit environ 1 portion.

9. 20,0 g H₂O représente le plus petit nombre de molécules puisqu’il a le plus petit nombre de moles.

Maintenant que vous avez acquis une bonne compréhension 1) des bases de la liaison chimique dans les composés ioniques et covalents et 2) du concept de la mole et de sa relation avec les masses et les masses molaires, nous pouvons maintenant intégrer ces connaissances dans cette section. Ici, nous commençons notre discussion sur l’expression et la compréhension des formules chimiques des composés et l’utilisation de ces formules pour écrire des équations chimiques équilibrées.

Formules chimiques

Une formule moléculaire est une représentation d’une molécule qui utilise des symboles chimiques pour indiquer les types d’atomes, suivis d’indices pour montrer le nombre d’atomes de chaque type dans la molécule. (Un indice n’est utilisé que lorsque plus d’un atome d’un type donné est présent). Les formules moléculaires sont également utilisées comme abréviations pour les noms des composés.

La formule structurale d’un composé donne les mêmes informations que sa formule moléculaire (les types et le nombre d’atomes dans la molécule) mais montre également comment les atomes sont reliés dans la molécule. La formule structurale du méthane contient les symboles d’un atome C et de quatre atomes H, indiquant le nombre d’atomes dans la molécule (figure 1.2.1). L’utilisation de lignes dans les formules structurales représente les liaisons covalentes qui maintiennent les atomes ensemble (par le partage des électrons entre les atomes). Nous discuterons des liaisons chimiques et verrons plus tard comment prédire l’arrangement des atomes dans une molécule. Pour l’instant, sachez simplement que les lignes sont une indication de la façon dont les atomes sont reliés dans une molécule. Un modèle en forme de boule et de bâton montre l’arrangement géométrique des atomes avec des tailles atomiques non à l’échelle, et un modèle de remplissage de l’espace montre les tailles relatives des atomes.

Figure 1.2.1 Une molécule de méthane peut être représentée par (a) une formule moléculaire, (b) une formule structurale, (c) un modèle de type “balle et bâton” et (d) un modèle de remplissage de l’espace. Les atomes de carbone et d’hydrogène sont représentés par des sphères noires et blanches, respectivement.

Bien que de nombreux éléments soient constitués d’atomes individuels discrets (par exemple le carbone et les gaz nobles comme l’hélium, le néon et l’argon), certains existent à l’état naturel sous forme de molécules composées de deux ou plusieurs atomes de l’élément liés chimiquement entre eux. Par exemple, la plupart des échantillons des éléments hydrogène, oxygène et azote sont composés de molécules qui contiennent deux atomes chacune (appelées molécules diatomiques) et ont donc les formules moléculaires H₂, O₂ et N₂, respectivement. En d’autres termes, dans leur état standard naturel, l’oxygène et l’azote existent sous forme de molécules diatomiques et très rarement sous forme d’atomes uniques d’oxygène ou d’azote dans leur état standard naturel. Les autres éléments que l’on trouve couramment sous forme de molécules diatomiques sont le fluor (F₂), le chlore (Cl₂), le brome (Br₂) et l’iode (I₂). La forme la plus courante de l’élément soufre est composée de molécules qui comportent huit atomes de soufre ; sa formule moléculaire est S₈ (figure 1.2.2).

Figure 1.2.2 Une molécule de soufre est composée de huit atomes de soufre et s’écrit donc S₈. Elle peut être représentée par (a) une formule structurelle, (b) un modèle de type “balle et bâton” et (c) un modèle de remplissage de l’espace. Les atomes de soufre sont représentés par des sphères jaunes.

Il est extrêmement important de noter, à mesure que vous progressez en chimie, qu’un indice suivant un symbole et un nombre devant un symbole ne représentent pas la même chose. Par exemple, H₂ et 2H représentent des espèces nettement différentes. H₂ est une formule moléculaire ; il représente une molécule diatomique d’hydrogène, constituée de deux atomes de l’élément qui sont liés par covalence. L’expression 2H, en revanche, indique deux atomes d’hydrogène séparés qui ne sont pas combinés en tant qu’unité. L’expression 2H₂ représente deux molécules d’hydrogène diatomique (figure 1.2.3).

Figure 1.2.3 Les symboles H, 2H, H₂ et 2H₂ représentent des entités très différentes.

Il est important de noter que la formule empirique n’est pas la même que la formule moléculaire (dont il a été question au début de cette section) ; dans une formule moléculaire, les indices indiquent le nombre réel d’atomes de chaque élément dans une molécule du composé alors que la formule empirique ne donne que le rapport en nombre entier le plus simple des atomes/ions dans le composé.

Les formules empiriques sont souvent une première étape dans la détermination d’une formule moléculaire. L’exemple suivant met en évidence la différence entre les formules empiriques et les formules moléculaires. Une molécule, en revanche, est constituée d’atomes liés par covalence pour former une seule unité discrète. Si nous prenons une molécule d’éthyne, C₂H₂, et multiplions sa formule par 2 pour obtenir C₄H_4, nous n’obtenons plus d’éthyne mais du cyclobutadiène, C₄H₄, qui a une structure différente et des propriétés différentes :

Comme nous le verrons plus en détail dans le dernier chapitre sur la liaison moléculaire, les composés ioniques forment des structures réticulaires qui ont toujours un nombre entier multiple d’unités de formule répétées. Tant que nous ajoutons des multiples en nombre entier d’unités de formule du même composé ionique, nous pourrions hypothétiquement avoir une structure de réseau infiniment grande. Par conséquent, par souci de simplicité, nous utilisons la formule empirique pour décrire le rapport d’ions le plus simple. Le sel de table est désigné sous le nom de NaCl car dans toute structure réticulaire de taille quelconque, que vous ayez 10 Na⁺ et 10 Cl^– ou 1000 Na⁺ et 1000 Cl^–, il doit toujours y avoir un cation sodium (Na⁺) pour chaque anion chlorure (Cl^–). Même si l’on écrit Na₁₀Cl₁₀, il sera toujours simplifié en NaCl, et l’identité du composé reste la même.

En résumé, les formules empiriques vous donnent le rapport des différents éléments dans une molécule et les formules moléculaires vous donnent le nombre réel d’atomes dans la molécule.

Prenons un autre exemple : la formule moléculaire de l’acide acétique, le composant qui donne au vinaigre son goût piquant, est le C₂H₄O₂. Cette formule indique qu’une molécule d’acide acétique (figure 1.2.4) contient deux atomes de carbone, quatre atomes d’hydrogène et deux atomes d’oxygène. Le rapport des atomes est de 2:4:2. La division par le plus petit dénominateur commun (2) donne le rapport d’atomes le plus simple, en nombre entier, 1:2:1. La formule empirique est donc CH₂O (mais souvenez-vous : cette formule ne désigne pas la structure réelle de la molécule – CH₂O correspond au formaldéhyde, qui est utilisé pour la conservation des spécimens biologiques et même des corps de personnes décédées !) Notez qu’une formule moléculaire est toujours un multiple entier d’une formule empirique.

Figure 1.2.4. (a) Le vinaigre contient de l’acide acétique, C₂H₄O₂, qui a une formule empirique de CH₂O. Il peut être représenté par (b) une formule structurale et (c) un modèle en forme de boule et de bâton. (crédit a : modification du travail par “HomeSpot HQ”/Flickr)

Détermination des formules empiriques

L’approche la plus courante pour déterminer la formule chimique d’un composé consiste à mesurer d’abord les masses de ses éléments constitutifs. Cependant, nous devons garder à l’esprit que les formules chimiques représentent le nombre relatif, et non la masse, des atomes de la substance. Par conséquent, toute donnée expérimentale impliquant la masse doit être utilisée pour calculer le nombre correspondant d’atomes dans le composé. Pour ce faire, nous pouvons utiliser les masses molaires pour convertir la masse de chaque élément en un certain nombre de moles. Nous considérons ensuite les moles de chaque élément les unes par rapport aux autres, en convertissant ces nombres en un rapport de nombres entiers qui peut être utilisé pour dériver la formule empirique de la substance.

Prenons un échantillon d’un composé dont on a déterminé qu’il contient 1,71 g de C et 0,287 g de H. Les nombres d’atomes correspondants (en moles) sont :

Ainsi, nous pouvons représenter avec précision ce composé par la formule C_0,142H_0,248. Bien entendu, selon la convention acceptée, les formules contiennent des indices entiers, ce qui peut être obtenu en divisant chaque indice par l’indice le plus petit :

(Rappelons que les indices de “1” ne sont pas écrits mais plutôt sous-entendus si aucun autre chiffre n’est présent).

La formule empirique de ce composé est donc CH₂. Il peut s’agir ou non de la formule moléculaire du composé également ; cependant, nous aurions besoin d’informations supplémentaires pour faire cette détermination (comme nous le verrons plus loin dans cette section).

Prenons un autre exemple : un échantillon d’un composé contenant 5,31 g de Cl et 8,40 g de O. En suivant la même approche, on obtient une formule empirique provisoire de :

Dans ce cas, la division par le plus petit indice nous laisse encore un indice décimal dans la formule empirique. Pour le convertir en un nombre entier, nous devons multiplier chacun des indices par deux, en conservant le même rapport atomique et en obtenant Cl₂O₇ comme formule empirique finale.

En résumé, les formules empiriques sont dérivées des masses d’éléments mesurées expérimentalement par :

1. Déterminer le nombre de moles de chaque élément à partir de sa masse

2. Diviser la quantité molaire de chaque élément par la plus petite quantité molaire pour obtenir les indices d’une formule empirique provisoire

3. Multiplication de tous les coefficients par un nombre entier, si nécessaire, afin d’obtenir le plus petit rapport en nombre entier des indices

La figure 1.2.5 présente cette procédure sous forme de diagramme de flux pour une substance contenant les éléments A et X.

Figure 1.2.5. La formule empirique d’un composé peut être dérivée des masses de tous les éléments de l’échantillon.

Exemple 1.2.1 – Déterminer la formule empirique d’un composé à partir de la masse de ses éléments

Un échantillon de l’hématite, un minéral noir (figure 1.2.6), un oxyde de fer présent dans de nombreux minerais de fer, contient 34,97 g de fer et 15,03 g d’oxygène. Quelle est la formule empirique de hematite ?

Figure 1.2.6 L’hématite est un oxyde de fer qui est utilisé en bijouterie. (crédit : Mauro Cateb)

Solution

Pour ce problème, on nous donne la masse en grammes de chaque élément. Commencez par trouver les moles de chacun:

Ensuite, on obtient le rapport molaire fer/oxygène en le divisant par le nombre de moles le moins élevé :

Le rapport est de 1,000 mol de fer pour 1,500 mol d’oxygène (Fe₁O_1,5). Enfin, multipliez le rapport par deux pour obtenir le plus petit indice de nombre entier possible tout en conservant le rapport fer/oxygène correct :

2 (Fe₁O_1.5) = Fe₂O₃

La formule empirique est Fe₂O₃.

Vérifiez votre apprentissage 1.2.1 – Déterminer la formule empirique d’un composé à partir de la masse de ses éléments

Quelle est la formule empirique d’un composé si un échantillon contient 0,130 g d’azote et 0,370 g d’oxygène ?

Réponse :

N₂O₅

Déterminer les formules empiriques à partir de la composition en pourcentage

Pour ce qui est de l’élaboration de formules empiriques, il faut considérer les cas où la composition en pourcentage d’un composé est disponible plutôt que les masses absolues des éléments constitutifs du composé. Dans de tels cas, le pourcentage de composition peut être utilisé pour calculer les masses des éléments présents dans n’importe quelle masse de composé; ces masses peuvent ensuite être utilisées pour dériver la formule empirique de la manière habituelle.

  Exemple 1.2.2 – Détermination d’une formule empirique à partir de la composition en pourcentage

La fermentation bactérienne du grain pour produire de l’éthanol forme un gaz dont la composition en pourcentage est de 27,29 % C et 72,71% O (figure 1.2.7). Quelle est la formule empirique de ce gaz?

Figure 1.2.7. Un oxyde de carbone est éliminé de ces cuves de fermentation par les gros tuyaux en cuivre situés au sommet. (crédit : “Dual Freq“/Wikimedia Commons)

Solution

Comme l’échelle des pourcentages est de 100, il est plus pratique de calculer la masse des éléments présents dans un échantillon de 100 g. Le calcul est “plus pratique” car, selon la définition de la composition en pourcentage, la masse d’un élément donné en grammes est numériquement équivalente au pourcentage de masse de l’élément. Cette équivalence numérique résulte de la définition de l’unité “pourcentage”, dont le nom est dérivé de l’expression latine “pour centum” qui signifie “par cent”. Compte tenu de cette définition, les pourcentages massiques fournis peuvent être plus facilement exprimés sous forme de fractions :

Les quantités molaires de carbone et d’hydrogène dans un échantillon de 100 g sont calculées en divisant la masse de chaque élément par sa masse molaire :

Les coefficients de la formule empirique provisoire sont obtenus en divisant chaque quantité molaire par la plus petite des deux :

Comme le rapport résultant est d’un atome de carbone pour deux atomes d’oxygène, la formule empirique est CO₂.

Vérifiez votre apprentissage 1.2.2 – Détermination d’une formule empirique à partir de la composition en pourcentage

Quelle est la formule empirique d’un composé contenant 40,0 % de C, 6,71 % de H et 53,28 % de O ?

Réponse :

CH₂O

Dérivation de formules empiriques à partir de l’analyse de la combustion

La composition élémentaire des hydrocarbures (composés organiques constitués entièrement d’atomes de carbone et d’hydrogène) et des composés apparentés contenant C, H et d’autres éléments peut être déterminée par l’analyse de la combustion. Dans l’analyse par combustion, un échantillon pesé du composé est chauffé à haute température sous un courant d’oxygène gazeux (O₂), ce qui entraîne sa combustion complète pour donner des produits gazeux d’identité connue. La combustion complète des hydrocarbures, par exemple, donnera du dioxyde de carbone et de l’eau comme seuls produits. Les produits de combustion gazeux sont balayés par des dispositifs de collecte séparés et pré-pesés contenant des composés qui absorbent sélectivement chaque produit (figure 1.2.8). L’augmentation de masse de chaque dispositif correspond à la masse du produit absorbé et peut être utilisée dans un calcul stœchiométrique approprié pour dériver la masse de l’élément concerné.

Figure 1.2.8 Ce schéma illustre les composantes de base d’un appareil d’analyse de combustion pour déterminer la teneur en carbone et en hydrogène d’un échantillon.

Exemple 1.2.3 – Analyse de la combustion

Le polyéthylène est un polymère d’hydrocarbure utilisé pour produire des sacs de stockage de nourriture et de nombreux autres articles en plastique souple. L’analyse de la combustion d’un échantillon de 0,00126 g de polyéthylène donne 0,00394 g de CO₂ et 0,00161 g de H₂O. Quelle est la formule empirique du polyéthylène ?

Solution

L’hypothèse principale de cet exercice est que tout le carbone de l’échantillon brûlé est converti en dioxyde de carbone (CO₂), et tout l’hydrogène de l’échantillon est converti en eau, H₂O (notez que l’échantillon, étant un hydrocarbure, est représenté par C_xH_y) :

C_xH_y (s) + excès d’O₂ (g)  ⟶  x  CO_{2 (}g) + y  2 H₂O (g)

Notez qu’une équation équilibrée n’est pas nécessaire pour la tâche à accomplir. Pour obtenir la formule empirique du composé, seuls les indices x et y sont nécessaires.

Tout d’abord, calculer les quantités molaires de carbone et d’hydrogène dans l’échantillon, en utilisant les masses fournies de dioxyde de carbone et d’eau, respectivement. Avec ces quantités molaires, la formule empirique du composé peut être écrite comme décrit dans le chapitre précédent de ce texte. Un aperçu de cette approche est donné dans l’organigramme suivant :

La formule empirique du composé est ensuite dérivée en identifiant les plus petits multiples en nombre entier pour ces quantités molaires. Le rapport molaire H sur C est

et la formule empirique pour le polyéthylène est CH₂.

Vérifiez votre apprentissage 1.2.3 – Analyse de la combustion

Un échantillon de 0,00215 g de polystyrène, un polymère composé de carbone et d’hydrogène, a produit 0,00726 g de CO₂ et 0,00148 g de H₂O par analyse de combustion. Quelle est la formule empirique du polystyrène ?

Réponse

CH

Vérifiez votre apprentissage 1.2.4 – Analyse de la combustion

L’acide salicylique est utilisé pour fabriquer de l’aspirine. Elle ne contient que du carbone, de l’oxygène et de l’hydrogène. La combustion d’un échantillon de 43,5 mg de ce composé a produit 97,1 mg de CO₂ et 17,0 mg de H₂O. Quelle est la formule empirique de l’acide salicylique ?

Solution

L’hypothèse principale de cet exercice est que tout le carbone de l’échantillon brûlé est converti en dioxyde de carbone (CO₂), tout l’hydrogène de l’échantillon est converti en eau (H₂O) et tout l’oxygène est converti en dioxyde de carbone ou en eau.

Tout d’abord, calculer les quantités molaires de carbone et d’hydrogène dans l’échantillon, en utilisant les masses fournies de dioxyde de carbone et d’eau, respectivement :

En connaissant les masses molaires du carbone et de l’hydrogène, nous pouvons convertir ces valeurs molaires en masses; par conséquent, celles-ci représenteront la masse de carbone et d’hydrogène dans l’échantillon :

Si nous connaissons la masse de l’échantillon et la masse de carbone et d’hydrogène individuellement dans l’échantillon, la masse restante doit être de l’oxygène, dont nous trouvons la quantité molaire :

masse_O = masse_échantillon – masse_C – masse_H

mass_O = 0,0435 g – 0,0265 g – 0,00190 g

mass_O= 0,0151 g

La formule empirique du composé est ensuite dérivée en identifiant les plus petits multiples en nombre entier pour ces quantités molaires. Le rapport molaire C:O et H:O est

Ainsi, la formule empirique de l’acide salicylique est C₇H₆O₃.

Vérifiez votre apprentissage 1.2.5 – Analyse de la combustion

Un échantillon de 2,0714 g contenant du carbone, de l’hydrogène et de l’oxygène a été brûlé dans un appareil d’analyse de la combustion ; 1,928 g de H₂O et 4,709 g de CO₂ ont été produits. Séparément, la masse molaire de l’échantillon s’est avérée être de 116,16 g/mol. Déterminez la formule empirique de l’échantillon.

Réponse :

Formule empirique : C₃H₆O

Détermination des formules moléculaires

Rappelons que les formules empiriques sont des symboles représentant les nombres relatifs des éléments d’un composé. Pour déterminer le nombre absolu d’atomes qui composent une seule molécule d’un composé covalent, il faut connaître à la fois sa formule empirique et sa masse moléculaire ou masse molaire. Ces quantités peuvent être déterminées expérimentalement par diverses techniques de mesure. La masse moléculaire, par exemple, est souvent dérivée du spectre de masse du composé (voir la discussion de cette technique dans l’encadré ci-dessous). La masse molaire peut être mesurée par un certain nombre de méthodes expérimentales, dont beaucoup seront présentées dans les chapitres suivants de ce texte.

Les formules moléculaires sont obtenues en comparant la masse moléculaire ou molaire du composé à la masse de la formule empirique. Comme son nom l’indique, la masse d’une formule empirique est la somme des masses atomiques moyennes de tous les atomes représentés dans une formule empirique. Si nous connaissons la masse moléculaire (ou molaire) de la substance, nous pouvons la diviser par la masse de la formule empirique afin d’identifier le nombre d’unités de formule empirique par molécule, que nous désignons par n :

La formule moléculaire est ensuite obtenue en multipliant chaque indice de la formule empirique par n, comme le montre la formule empirique générique A_xB_y :

(A_xB_y)_n = A_nxB_ny

Prenons par exemple un composé covalent dont la formule empirique est déterminée comme étant CH₂O. La masse de la formule empirique de ce composé est d’environ 30 amu (la somme de 12 amu pour un atome de C, 2 amu pour deux atomes de H, et 16 amu pour un atome de O). Si la masse moléculaire du composé est déterminée comme étant de 180 amu, cela indique que les molécules de ce composé contiennent six fois le nombre d’atomes représentés dans la formule empirique :

Les molécules de ce composé sont ensuite représentées par des formules moléculaires dont les indices sont six fois plus élevés que ceux de la formule empirique :

(CH₂O)₆ = C₆H₁₂O₆

Notez que cette même approche peut être utilisée lorsque la masse molaire (g/mol) est utilisée au lieu de la masse moléculaire (amu). Dans ce cas, nous considérons simplement une mole d’unités de formule empirique et de molécules, par opposition à des unités et des molécules uniques.

Exemple 1.2.4 – Détermination des formules moléculaires

La nicotine (figure 1.2.10), qui est principalement responsable de la nature addictive des cigarettes, contient 74,02 % de C, 8,710 % de H et 17,27 % de N. Si 40,57 g de nicotine contiennent 0,2500 mol de nicotine, quelle est la formule moléculaire ?

.

Figure 1.2.10 Structure 3D et 2D de la nicotine

Solution

La détermination de la formule moléculaire à partir des données fournies nécessitera une comparaison de la masse de la formule empirique du composé avec sa masse molaire. Dans un premier temps, utilisez la composition en pourcentage pour obtenir la formule empirique du composé. En supposant que cela soit pratique, un échantillon de 100 g de nicotine donne les quantités molaires suivantes de ses éléments :

Ensuite, nous calculons les rapports molaires de ces éléments par rapport à l’élément le moins abondant, N.

Les rapports molaires C-N et H-N sont suffisamment proches des nombres entiers, et la formule empirique est donc C₅H₇N. La masse de la formule empirique pour ce composé est donc de 81,13 uma/unité de formule, ou 81,13 g/unité de formule molaire.

Nous calculons la masse molaire de la nicotine à partir de la masse donnée et de la quantité molaire du composé :

La comparaison de la masse molaire et de la masse de la formule empirique indique que chaque molécule de nicotine contient deux unités de formule :

Ainsi, nous pouvons déduire la formule moléculaire de la nicotine de la formule empirique en multipliant chaque indice par deux :

(C₅H₇N)₂ = C₁₀H₁₄N₂

Vérifiez votre apprentissage 1.2.6 – Détermination des formules moléculaires

Un échantillon d’un composé de chrome a une masse molaire de 76,09 g/mol. L’analyse élémentaire du composé montre qu’il contient 47,37 % de carbone, 10,59 % d’hydrogène et 42,04 % d’oxygène. Quelle est la formule moléculaire du composé ?

Réponse :

Cr₂O₃

Il est important d’être conscient qu’il est possible que les mêmes atomes soient disposés de différentes manières : Les composés ayant la même formule moléculaire peuvent avoir des liaisons différentes d’un atome à l’autre et donc des structures et des propriétés différentes, ce sont les isomères. Vous en apprendrez beaucoup plus sur les différents types d’isomères dans le document CHM 1321 (Chimie organique I).

Écrire et équilibrer des équations chimiques

Lorsque les atomes gagnent ou perdent des électrons pour produire des ions ou se combinent avec d’autres atomes pour former des molécules, leurs symboles sont modifiés ou combinés pour générer des formules chimiques (comme nous l’avons vu jusqu’à présent dans cette section) qui représentent correctement ces espèces. L’extension de cette symbolique pour représenter à la fois les identités et les quantités relatives des substances subissant une modification/réaction chimique (ou physique) implique l’écriture et l’équilibrage d’une équation chimique. Prenons comme exemple la réaction entre une molécule de méthane (CH₄) et deux molécules d’oxygène diatomique (O₂) pour produire une molécule de dioxyde de carbone (CO₂) et deux molécules d’eau (H₂O). L’équation chimique représentant ce processus est fournie dans la moitié supérieure de lafigure 1.2.11, avec des modèles moléculaires remplissant l’espace dans la moitié inférieure de la figure.

Figure 1.2.11 La réaction entre le méthane et l’oxygène pour produire du dioxyde de carbone et de l’eau (en bas) peut être représentée par une équation chimique utilisant des formules (en haut).

Cet exemple illustre les aspects fondamentaux de toute équation chimique :

1. Les substances en réaction sont appelées réactifs, et leurs formules sont placées sur le côté gauche de l’équation.

2. Les substances générées par la réaction sont appelées des produits, et leurs formules sont placées du côté droit de l’équation.

3. Les signes plus (+) séparent les formules individuelles des réactifs et des produits, et une flèche (⟶) sépare les côtés réactif et produit (gauche et droite) de l’équation.

4. Les nombres relatifs d’espèces de réactifs et de produits sont représentés par des coefficients (nombres placés immédiatement à gauche de chaque formule). Un coefficient de 1 est généralement omis.

Il est courant d’utiliser les plus petits coefficients de nombres entiers possibles dans une équation chimique, comme c’est le cas dans cet exemple. Il faut toutefois savoir que ces coefficients représentent les nombres relatifs de réactifs et de produits et qu’ils peuvent donc être correctement interprétés comme des ratios. Le méthane et l’oxygène réagissent pour donner du dioxyde de carbone et de l’eau dans un rapport de 1:2:1:2. Ce rapport est respecté si les nombres de ces molécules sont, respectivement, 1-2-1-2, ou 2-4-2-4, ou 3-6-3-6, et ainsi de suite (figure 1.2.12). De même, ces coefficients peuvent être interprétés par rapport à n’importe quelle unité de quantité (nombre), et cette équation peut donc être correctement lue de plusieurs façons, notamment :

Une molécule de méthane et deux molécules d’oxygène réagissent pour donner une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d’eau.

Une douzaine de molécules de méthane et deux douzaines de molécules d’oxygène réagissent pour donner une douzaine de molécules de dioxyde de carbone et deux douzaines de molécules d’eau.

Une mole de molécules de méthane et 2 moles de molécules d’oxygène réagissent pour donner 1 mole de molécules de dioxyde de carbone et 2 moles de molécules d’eau.

Figure 1.2.12 Indépendamment du nombre absolu de molécules impliquées, les rapports entre le nombre de molécules de chaque espèce qui réagissent (les réactifs) et les molécules de chaque espèce qui se forment (les produits) sont les mêmes et sont donnés par l’équation de la réaction chimique.

Équilibrer les équations

L’équation chimique décrite au point 4.1 est équilibrée, ce qui signifie que des nombres égaux d’atomes pour chaque élément participant à la réaction sont représentés du côté du réactif et du produit. C’est une exigence à laquelle l’équation doit satisfaire pour être conforme à la loi de conservation de la matière. Elle peut être confirmée en additionnant simplement les nombres d’atomes de chaque côté de la flèche et en comparant ces sommes pour s’assurer qu’elles sont égales. Notez que le nombre d’atomes pour un élément donné est calculé en multipliant le coefficient de toute formule contenant cet élément par l’indice de l’élément dans la formule. Si un élément apparaît dans plus d’une formule d’un côté donné de l’équation, le nombre d’atomes représentés dans chacune doit être calculé et ensuite additionné. Par exemple, les deux espèces de produits dans l’exemple de réaction de la figure 1.2.11, CO₂ et H₂O, contiennent l’élément oxygène, et donc le nombre d’atomes d’oxygène du côté produit de l’équation est

Il est confirmé que l’équation de la réaction entre le méthane et l’oxygène pour produire du dioxyde de carbone et de l’eau est équilibrée selon cette approche, comme le montre le tableau ci-dessous :

CH₄ + 2 O₂  ⟶  CO₂ + 2 H₂O

Une équation chimique équilibrée peut souvent être dérivée d’une description qualitative d’une réaction chimique par une approche assez simple appelée équilibrage par inspection. Prenons par exemple la décomposition de l’eau pour obtenir de l’hydrogène et de l’oxygène moléculaires. Ce processus est représenté qualitativement par une équation chimique déséquilibrée:

H₂O  →  H₂ + O₂ (déséquilibré)

La comparaison du nombre d’atomes H et O de chaque côté de cette équation confirme son déséquilibre :

Les nombres d’atomes H du côté réactif et du côté produit de l’équation sont égaux, mais les nombres d’atomes O ne le sont pas. Pour atteindre l’équilibre, les coefficients de l’équation peuvent être modifiés selon les besoins. Il faut bien sûr garder à l’esprit que les indices de la formule définissent, en partie, l’identité de la substance, et qu’ils ne peuvent donc pas être modifiés sans altérer la signification qualitative de l’équation. Par exemple, changer la formule du réactif de H₂O à H₂O₂ permettrait d’équilibrer le nombre d’atomes, mais cela modifierait également l’identité du réactif (il s’agit maintenant de peroxyde d’hydrogène et non d’eau). L’équilibre des atomes d’O peut être obtenu en changeant le coefficient pour H₂O à 2.

2 H₂O  →  H₂ + O₂ (déséquilibré)

L’équilibre de l’atome H a été perturbé par ce changement, mais il est facilement rétabli en modifiant le coefficient du produit H₂ à 2.

2 H₂O  →  2 H₂ + O₂ (équilibré)

Ces coefficients donnent des nombres égaux d’atomes H et O du côté des réactifs et des produits, et l’équation équilibrée est donc :

2 H₂O  →  2 H₂ + O₂

Exemple 1.2.5 – Équilibrer les équations

Écrivez une équation équilibrée pour la réaction de l’azote moléculaire (N₂) et de l’oxygène (O₂) pour former le pentoxyde de diazote.

Solution

D’abord, écrivez l’équation déséquilibrée.

N₂ + O₂  →  N₂O₅ (déséquilibré)

Ensuite, comptez le nombre de chaque type d’atome présent dans l’équation déséquilibrée.

Bien que l’azote soit équilibré, des changements de coefficients sont nécessaires pour équilibrer le nombre d’atomes d’oxygène. Pour équilibrer le nombre d’atomes d’oxygène, une première tentative raisonnable serait de changer les coefficients pour O₂ et N₂O₅ en nombres entiers qui donneront 10 atomes d’oxygène (le plus petit multiple commun pour les indices des atomes d’oxygène dans ces deux formules).

N₂ + 5 O₂  →  2 N₂O₅ (déséquilibré)

L’équilibre des atomes d’azote a été perturbé par ce changement ; il est rétabli en modifiant le coefficient du réactif N₂ à 2.

2 N₂ + 5 O₂  →  2 N₂O₅ (équilibré)

Les nombres d’atomes N et O de chaque côté de l’équation sont maintenant égaux, et l’équation est donc équilibrée.

Vérifiez votre apprentissage 1.2.7 – Équilibrer les équations

Écrivez une équation équilibrée pour la décomposition du nitrate d’ammonium en azote moléculaire, oxygène moléculaire et eau. (Conseil : équilibrer l’oxygène en dernier, puisqu’il est présent dans plus d’une molécule à droite de l’équation).

Réponse

2 NH₄NO₃  ⟶  2 N₂ + O₂ + 4 H₂O

Il est parfois pratique d’utiliser des fractions au lieu d’entiers comme coefficients intermédiaires dans le processus d’équilibrage d’une équation chimique. Lorsque l’équilibre est atteint, tous les coefficients de l’équation peuvent alors être multipliés par un nombre entier pour convertir les coefficients fractionnaires en nombres entiers sans perturber l’équilibre des atomes. Par exemple, considérons la réaction de l’éthane (C₂H₆) avec l’oxygène pour obtenir H₂O et CO₂, représentés par l’équation déséquilibrée :

C₂H₆ + O₂  →  H₂O + CO₂ (déséquilibré)

En suivant la méthode d’inspection habituelle, on peut d’abord équilibrer les atomes C et H en modifiant les coefficients pour les deux espèces de produits, comme indiqué :

C₂H₆ + O₂  →  3 H₂O + 2 CO₂ (déséquilibré)

Cela donne sept atomes O du côté du produit de l’équation, un nombre impair – aucun coefficient entier ne peut être utilisé avec le réactif O₂ pour donner un nombre impair, donc un coefficient fractionnaire, ⁷/₂, est utilisée pour obtenir une équation équilibrée provisoire :

C₂H₆ + ⁷/₂ O₂  →  3 H₂O + 2 CO₂ (déséquilibré)

Une équation équilibrée conventionnelle à coefficients entiers seulement est obtenue en multipliant chaque coefficient par 2 :

2 C₂H₆ + 7 O₂  →  6 H₂O + 4 CO₂

Enfin, en ce qui concerne les équations équilibrées, il faut se rappeler que la convention impose l’utilisation des plus petits coefficients de nombres entiers. Bien que l’équation de la réaction entre l’azote moléculaire et l’hydrogène moléculaire pour produire de l’ammoniac soit, en effet, équilibrée,

3 N₂ + 9 H₂  →  6 NH₃

les coefficients ne sont pas les plus petits entiers possibles représentant les nombres relatifs de molécules de réactifs et de produits. En divisant chaque coefficient par le plus grand facteur commun, 3, on obtient l’équation préférée :

N₂ + 3 H₂  →  2 NH₃

Informations complémentaires sur les équations chimiques

Les états physiques des réactifs et des produits dans les équations chimiques sont très souvent indiqués par une abréviation parentérale suivant les formules. Les abréviations courantes sont s pour les solides, l pour les liquides, g pour les gaz, et aq pour les substances dissoutes dans l’eau (solutions aqueuses). Ces notations sont illustrées dans l’exemple d’équation suivant :

2 Na (s) + 2 H₂O (l) → 2 NaOH (aq) + H₂ (g)

Cette équation représente la réaction qui a lieu lorsque le sodium métal est placé dans l’eau. Le sodium solide réagit avec l’eau liquide pour produire de l’hydrogène moléculaire gazeux et le composé ionique hydroxyde de sodium (un solide sous forme pure, mais facilement dissous dans l’eau).

Les conditions spéciales nécessaires à une réaction sont parfois désignées par l’inscription d’un mot ou d’un symbole au-dessus ou au-dessous de la flèche de l’équation. Par exemple, une réaction effectuée par chauffage peut être indiquée par la lettre grecque majuscule delta (Δ) au-dessus de la flèche.

CaCO₃ (s)  CaO (s) + CO_{2 (}g)

D’autres exemples de ces conditions particulières seront abordés plus en détail dans les chapitres suivants.

Questions

★ Questions

1. Écrivez les formules moléculaires et empiriques des composés suivants :

a.

b.

c.

d.

2. Ouvrez la simulation “Construire une molécule” et sélectionnez l’onglet “Grandes molécules”. Sélectionnez un “Kit” d’atomes approprié pour construire une molécule avec deux atomes de carbone et six atomes d’hydrogène. Faites glisser les atomes dans l’espace au-dessus du “Kit” pour fabriquer une molécule. Un nom apparaîtra lorsque vous aurez fabriqué une molécule réelle qui existe (même si ce n’est pas celle que vous voulez). Vous pouvez utiliser les ciseaux pour séparer les atomes si vous souhaitez modifier les connexions. Cliquez sur “3D” pour voir la molécule, et regardez les possibilités de remplissage de l’espace et de boule et bâton.

a. Dessinez la formule structurale de cette molécule et indiquez son nom.

b. Pouvez-vous arranger ces atomes de quelque manière que ce soit pour obtenir un composé différent ? Si oui, dessinez sa formule structurale et indiquez son nom.

c. Comment les molécules (a) et (b) sont-elles dessinées de la même façon ? En quoi diffèrent-elles ? Comment s’appellent-elles (le type de relation entre ces molécules, pas leur nom).

3. Calculez les quatre chiffres significatifs suivants :

a. La composition en pourcentage de l’ammoniac, du NH₃

b. La composition en pourcentage de l’« hypo » photographique, Na₂S₂O₃

c. Le pourcentage d’ion calcium dans le Ca₃(PO₄)₂

★★ Questions

4. Déterminez les formules empiriques des composés ayant les compositions en pourcentage suivantes :

a. 43,6 % de phosphore et 56,4 % d’oxygène

b. 28,7 % K, 1,5 % H, 22,8 % P et 47,0 % O

5. Le dichloroéthane, un composé souvent utilisé pour le nettoyage à sec, contient du carbone, de l’hydrogène et du chlore. Il a une masse molaire de 99 g/mol. L’analyse d’un échantillon montre qu’il contient 24,3 % de carbone et 4,1 % d’hydrogène. Quelle est sa formule moléculaire?

6. Un grand fabricant de teintures textiles a mis au point une nouvelle teinture jaune. Le colorant a une composition en pourcentage de 75,95 % C, 17,72 % N et 6,33 % H en masse avec une masse molaire d’environ 240 g/mol. Déterminez la formule moléculaire du colorant.

7. Combien de moles de CO₂ et de H₂O seront produites par l’analyse de la combustion de 0,010 mole de styrène ?

8. La combustion d’un échantillon de 34,8 mg de benzaldéhyde, qui ne contient que du carbone, de l’hydrogène et de l’oxygène, a produit 101 mg de CO₂ et 17,7 mg de H₂O.

a. Quelle était la masse de carbone et d’hydrogène dans l’échantillon ?

b. En supposant que l’échantillon original ne contenait que du carbone, de l’hydrogène et de l’oxygène, quelle était la masse de l’oxygène dans l’échantillon ?

c. Quel était le pourcentage massique d’oxygène dans l’échantillon ?

d. Quelle est la formule empirique du benzaldéhyde ?

e. La masse molaire du benzaldéhyde est de 106,12 g/mol. Quelle est sa formule moléculaire ?

★ Questions (partie 2)

9. Équilibrez les équations suivantes :

a. PCl₅ (s) + H₂O (l)  →  POCl₃ (l) + HCl (aq)

b. Cu (s) + HNO₃ (aq)  →  Cu(NO₃)₂ (aq) + H₂O (l) + NO (g)

c. H₂ (g) + I₂ (s)  →  HI (s)

d. Fe (s) + O₂ (g)  →  Fe₂O₃ (s)

e. Na (s) + H₂O (l)  →  NaOH (aq) + H₂ (g)

f. (NH₄)₂Cr₂O₇ (s)  →  Cr₂O₃ (s) + N₂ (g) +H₂O (g)

g. P₄ (s) + Cl₂ (g)  →  PCl₃ (l)

h. PtCl₄ (s)  →  Pt (s) + Cl₂ (g)

10. Rédigez une équation moléculaire équilibrée décrivant chacune des réactions chimiques suivantes.

a. Le carbonate de calcium solide est chauffé et se décompose en oxyde de calcium solide et en dioxyde de carbone gazeux.

b. Le butane gazeux, C₄H₁₀, réagit avec l’oxygène diatomique pour produire du dioxyde de carbone gazeux et de la vapeur d’eau.

c. Les solutions aqueuses de chlorure de magnésium et d’hydroxyde de sodium réagissent pour produire de l’hydroxyde de magnésium solide et du chlorure de sodium aqueux.

d. La vapeur d’eau réagit avec le sodium métallique pour produire de l’hydroxyde de sodium solide et de l’hydrogène gazeux.

★★ Questions (Partie 2)

11. Un nouveau procédé pour obtenir du magnésium à partir de l’eau de mer implique plusieurs réactions. Rédigez une équation chimique équilibrée pour chaque étape du processus.

a. La première étape est la décomposition du carbonate de calcium solide des coquillages pour former de l’oxyde de calcium solide et du dioxyde de carbone gazeux.

b. La deuxième étape est la formation d’hydroxyde de calcium solide, seul produit issu de la réaction de l’oxyde de calcium solide avec l’eau liquide.

c. L’hydroxyde de calcium solide est ensuite ajouté à l’eau de mer, réagissant avec le chlorure de magnésium dissous pour donner de l’hydroxyde de magnésium solide et du chlorure de calcium aqueux.

d. L’hydroxyde de magnésium solide est ajouté à une solution d’acide chlorhydrique, ce qui produit du chlorure de magnésium dissous et de l’eau liquide.

e. Enfin, le chlorure de magnésium est fondu et électrolysé pour donner du magnésium métal liquide et du chlore gazeux diatomique.

Réponses

1. (a) CO₂ moléculaire, CO₂ empirique ; (b) C₂H₂ moléculaire, CH empirique ; (c) C₂H₄ moléculaire, CH₂ empirique ; (d) H₂SO₄ moléculaire, H₂SO₄ empirique

2. (a) Éthane

(b) Il n’y a pas d’autres façons d’agencer les atomes.

3. (a) 17,8% H, 82,2% N (b) 29,1% Na, 30,4% O, 40,6% S (c) 38,8% Ca, 41,3% O, 20,0% P

4. (a) P₂O₅ (b) KH₂PO₄

5. C₂H₄Cl₂

6. C₁₅H₁₅N₃

7. Moles de CO₂ : 0,08 mol de CO₂, moles de H₂O : 0,04 mol de H₂O

8. (a) 27,6 mg C et 1,98 mg H ; (b) 5,2 mg O ; (c) 15% ; (d) C₇H₆O ; (e) C₇H₆O

9.         (a) PCl₅ (s) + H₂O (l)  →  POCl₃ (l) + 2 HCl (aq)

(b) 3 Cu (s) + 8 HNO₃ (aq)  →  3 Cu(NO3)₂ (aq) + 4 H₂O (l) + 2 NO (g)

(c) H₂ (g) + I₂ (s)  →  2 HI (s)

(d) 4 Fe (s) + 3 O₂ (g)  →  2 Fe₂O₃ (s)

(e) 2 Na (s) + 2 H₂O (l)  →  2 NaOH (aq) + H₂ (g)

(f) (NH4)₂Cr₂O₇ (s)  →  Cr₂O₃ (s) + N₂ (g) + 4 H₂O (g)

(g) P₄ (s) + 6 Cl₂ (g)  →  4 PCl₃ (l)

(h) PtCl₄ (s)  →  Pt (s) + 2 Cl₂ (g)

10.       (a) CaCO₃ (s)  →  CaO (s) + CO₂ (g)

(b) 2 C₄H₁₀ (g) + 13 O₂ (g)  →  8 CO₂ (g) + 10 H₂O (g)

(c) MgCl₂ (aq) + 2 NaOH (aq)  →  Mg(OH)₂ (s) + 2 NaCl (aq)

(d) 2 H₂O (g) + 2 Na (s)  →  2 NaOH (s) + H₂ (g)

11. (a) CaCO₃ (s)  →  CaO (s) + CO₂ (g), (b) CaO (s) + H₂O (l)  →  Ca(OH)₂ (s), (c) Ca(OH)₂ (s) + MgCl₂ (aq)  →  Mg(OH)₂ (s) + CaCl₂ (aq), (d) Mg(OH)₂ + 2HCl (aq)  →  MgCl₂ (aq) + H₂O (l), (e) MgCl₂  →  Mg₂ + 2HCl (aq), Cathode : Mg²⁺ + 2e^–  →  Mg (s), Anode : 2Cl^– (aq) → Cl₂ (g) + 2e-

La stœchiométrie des équations chimiques équilibrées

Une équation chimique équilibrée fournit une grande quantité d’informations dans un format très bref. Les formules chimiques fournissent l’identité des réactifs et des produits impliqués dans le changement chimique, permettant ainsi la classification de la réaction. Les coefficients fournissent les nombres relatifs de ces espèces chimiques, permettant une évaluation quantitative des relations entre les quantités de substances consommées et produites par la réaction. Ces relations quantitatives sont connues sous le nom de stœchiométrie de la réaction, un terme dérivé des mots grecs stoicheion (signifiant “élément”) et metron (signifiant “mesure”). Dans ce module, l’utilisation d’équations chimiques équilibrées pour diverses applications stœchiométriques est explorée.

L’approche générale de l’utilisation des relations stœchiométriques est similaire dans son concept à la façon dont les gens s’adonnent à de nombreuses activités communes. La préparation des aliments, par exemple, offre une comparaison appropriée. Une recette pour faire huit crêpes nécessite une tasse de mélange à crêpes, ¾ une tasse de lait et un œuf. L'”équation” représentant la préparation des crêpes selon cette recette est :

1 tasse de mélange + ¾ tasse de lait + 1 œuf  →  8 crêpes

Si deux douzaines de crêpes sont nécessaires pour un grand petit-déjeuner familial, les quantités d’ingrédients doivent être augmentées proportionnellement en fonction des quantités indiquées dans la recette. Par exemple, le nombre d’œufs nécessaire pour faire 24 crêpes est de

Les équations chimiques équilibrées sont utilisées à peu près de la même manière pour déterminer la quantité d’un réactif nécessaire pour réagir avec une quantité donnée d’un autre réactif, ou pour obtenir une quantité donnée de produit, et ainsi de suite. Les coefficients de l’équation équilibrée sont utilisés pour dériver des facteurs stœchiométriques qui permettent de calculer la quantité souhaitée. Pour illustrer cette idée, considérons la production d’ammoniac par la réaction de l’hydrogène et de l’azote :

N₂ (g) + 3 H₂ (g)  →  2 NH₃ (g)

Cette équation montre que les molécules d’ammoniac sont produites à partir de molécules d’hydrogène dans un rapport de 2:3, et que les facteurs stœchiométriques peuvent être dérivés en utilisant n’importe quelle unité de quantité (nombre) :

Ces facteurs stœchiométriques peuvent être utilisés pour calculer le nombre de molécules d’ammoniac produites à partir d’un nombre donné de molécules d’hydrogène, ou le nombre de molécules d’hydrogène nécessaires pour produire un nombre donné de molécules d’ammoniac. Des facteurs similaires peuvent être dérivés pour toute paire de substances dans toute équation chimique.

Exemple 1.3.1 – Moles de réactif requises dans une réaction

Combien de moles d’I₂ sont nécessaires pour réagir avec 0,429 mole d’Al selon l’équation suivante (voir figure 1.3.1) ?

2 Al + 3 I₂  →  2 AlI₃

Figure 1.3.1. L’aluminium et l’iode réagissent pour produire de l’iodure d’aluminium. La chaleur de la réaction vaporise une partie de l’iode solide sous forme de vapeur violette. (crédit : modification des travaux de Mark Ott)

Solution

En se référant à l’équation chimique équilibrée, le facteur stœchiométrique reliant les deux substances d’intérêt est de 3 mol I₂, 2 mol Al. La quantité molaire d’iode est obtenue en multipliant la quantité molaire d’aluminium fournie par ce facteur :

Vérifiez votre apprentissage 1.3.1 – Moles de réactif requises dans une réaction

Combien de moles de Ca(OH)₂ sont nécessaires pour réagir avec 1,36 mole de H₃PO₄ pour produire du Ca₃(PO₄)₂ selon l’équation 3 Ca(OH)₂ + 2 H₃PO₄  ⟶  Ca₃(PO₄)₂ + 6 H₂O ?

Réponse

2.04 mol

Exemple 1.3.2 – Nombre de molécules de produit générées par une réaction

Selon cette équation, combien de molécules de dioxyde de carbone sont produites lors de la combustion de 0,75 mole de propane ?

C₃H₈ + 5 O₂  →  3 CO₂ + 4 H₂O

Solution

L’approche ici est la même que pour l’exemple précédent, bien que le nombre absolu de molécules soit demandé, et non le nombre de moles de molécules. Il faudra simplement utiliser le facteur de conversion des moles en nombres, le nombre d’Avogadro.

L’équation équilibrée montre que le dioxyde de carbone est produit à partir du propane dans un rapport de 3:1 :

En utilisant ce facteur stœchiométrique, la quantité molaire de propane fournie et le nombre d’Avogadro,

Vérifiez votre apprentissage 1.3.2 – Nombre de molécules de produit générées par une réaction

Combien de molécules NH₃ sont produites par la réaction de 4,0 moles de Ca(OH)₂ selon l’équation suivante :

(NH₄)₂SO₄ + Ca(OH)₂  →  2 NH₃ + CaSO₄ + 2 H₂O

Réponse

4,8 × 10²⁴ molécules de NH₃

Ces exemples illustrent la facilité avec laquelle les quantités de substances impliquées dans une réaction chimique de stœchiométrie connue peuvent être liées. Cependant, mesurer directement le nombre d’atomes et de molécules n’est pas une tâche facile, et l’application pratique de la stœchiométrie exige que nous utilisions la propriété plus facilement mesurable de la masse.

Exemple 1.3.3 – Relier les masses de réactifs et de produits

Quelle masse d’hydroxyde de sodium, NaOH, serait nécessaire pour produire 16 g de lait antiacide de magnésie [hydroxyde de magnésium, Mg(OH)₂] par la réaction suivante ?

MgCl₂ (aq) + 2 NaOH(aq)  →  Mg(OH)₂ (s) + 2 NaCl (aq)

Solution

Nous devons dériver un facteur stœchiométrique approprié de l’équation chimique équilibrée et l’utiliser pour mettre en relation les quantités des deux substances d’intérêt. Dans ce cas, cependant, les masses (et non les quantités molaires) sont fournies et demandées, de sorte que des étapes supplémentaires du type de celles apprises dans le chapitre précédent sont nécessaires. Les calculs nécessaires sont décrits dans ce diagramme:

Vérifiez votre apprentissage 1.3.3 – Relier les masses de réactifs et de produits

Quelle masse d’oxyde de gallium, Ga₂O₃, peut-on préparer à partir de 29,0 g de gallium métallique ? L’équation de la réaction est 4 Ga + 3 O₂ ⟶ 2 Ga₂O₃.

Réponse

39,0 g

Exemple 1.3.4 – Relier les masses de réactifs

Quelle masse d’oxygène gazeux, O₂, de l’air est consommée lors de la combustion de 702 g d’octane, C₈H₁₈, l’un des principaux composants de l’essence ?

2 C₈H₁₈ + 25 O₂  →  16 CO₂ + 18 H₂O

Solution

L’approche requise ici est la même que pour l’exemple précédent, à la seule différence que les masses fournies et demandées concernent toutes deux des espèces réactives. 

Vérifiez votre apprentissage 1.3.4 – Relier les masses de réactifs

Quelle est la masse de CO nécessaire pour réagir avec 25,13 g de Fe₂O₃ selon l’équation :

Fe₂O₃ + 3 CO  ⟶  2 Fe + 3 CO₂ ?

Réponse

13,22 g

Ces exemples illustrent quelques cas de calculs de stœchiométrie de réaction. De nombreuses variations des étapes de calcul de début et de fin sont possibles en fonction des quantités particulières fournies et recherchées (volumes, concentrations des solutions, etc.). Indépendamment des détails, tous ces calculs partagent un élément essentiel commun : l’utilisation de facteurs stœchiométriques dérivés d’équations chimiques équilibrées. La figure 1.3.2 donne un aperçu général des différentes étapes de calcul associées à de nombreux calculs de stœchiométrie des réactions.

Figure 1.3.2. L’organigramme décrit les différentes étapes de calcul impliquées dans la plupart des calculs de stœchiométrie de réaction.

Limiter les réactifs

Considérons une autre analogie alimentaire, celle des sandwiches au fromage grillé (figure 1.3.3) :

1 tranche de fromage + 2 tranches de pain → 1 sandwich

Les quantités stœchiométriques des ingrédients des sandwiches pour cette recette sont des tranches de pain et de fromage dans un rapport de 2:1. Avec 28 tranches de pain et 11 tranches de fromage, on peut préparer 11 sandwichs selon la recette fournie, en utilisant tout le fromage fourni et en ayant six tranches de pain restantes. Dans ce scénario, le nombre de sandwiches préparés a été limité par le nombre de tranches de fromage, et les tranches de pain ont été fournies en excès.

Figure 1.3.3. La fabrication de sandwichs peut illustrer les concepts de réactifs limitants et excédentaires.

Considérons maintenant ce concept par rapport à un processus chimique, la réaction de l’hydrogène avec le chlore pour produire du chlorure d’hydrogène :

H₂ (g) + Cl₂ (g)  →  2 HCl (g)

L’équation équilibrée montre que l’hydrogène et le chlore réagissent dans un rapport stœchiométrique de 1:1. Si ces réactifs sont fournis en d’autres quantités, l’un des réactifs sera presque toujours entièrement consommé, ce qui limite la quantité de produit pouvant être générée. Cette substance est le réactif limitant, et l’autre substance est le réactif en excès. Pour identifier les réactifs limitants et en excès dans une situation donnée, il faut calculer les quantités molaires de chaque réactif fourni et les comparer aux quantités stœchiométriques représentées dans l’équation chimique équilibrée. Par exemple, imaginez que vous combinez 3 moles de H₂ et 2 moles de Cl₂. Cela représente un rapport de 3:2 (ou 1,5:1) de l’hydrogène au chlore présent pour la réaction, qui est supérieur au rapport stœchiométrique de 1:1. L’hydrogène est donc présent en excès, et le chlore est le réactif limitant. Lorsque tout le chlore fourni réagit (2 mol), la réaction consommera 2 mol des 3 mol d’hydrogène fournies, laissant 1 mol d’hydrogène non réagi.

Une autre approche pour identifier le réactif limitant consiste à comparer la quantité de produit attendue pour la réaction complète de chaque réactif. La quantité de chaque réactif est utilisée pour calculer séparément la quantité de produit qui serait formée selon la stœchiométrie de la réaction. Le réactif qui donne la plus petite quantité de produit est le réactif limitant. Dans l’exemple du paragraphe précédent, la réaction complète de l’hydrogène donnerait

La réaction complète du chlore fourni produirait

Le chlore sera complètement consommé une fois que 4 moles de HCl auront été produites. Comme l’hydrogène a été fourni en quantité suffisante pour produire 6 moles de HCl, il restera de l’hydrogène n’ayant pas réagi une fois cette réaction terminée. Le chlore est donc le réactif limitant et l’hydrogène est le réactif en excès (figure 1.3.4).

Figure 1.3.4. Lorsque H₂ et Cl₂ sont combinés en quantités non–stœchiométriques, l’un de ces réactifs limitera la quantité de HCl pouvant être produite. Cette illustration montre une réaction dans laquelle l’hydrogène est présent en excès et le chlore est le réactif limitant.

Exemple 1.3.5 – Identification du réactif limitant

Le nitrure de silicium est une céramique très dure et résistante aux hautes températures, utilisée comme composant des aubes de turbine des moteurs à réaction. Il est préparé selon l’équation suivante :

3 Si (s) + 2 N₂ (g) → Si₃N₄ (s) 

Quel est le réactif limitant lorsque 2,00 g de Si et 1,50 g de N₂ réagissent ?

Solution

Calculer les quantités molaires de réactifs fournies, puis comparer ces quantités à l’équation équilibrée pour identifier le réactif limitant.

Le rapport molaire Si : N₂ fourni est :

Le rapport stœchiométrique Si : N₂ est :

La comparaison de ces rapports montre que le Si est fourni en quantité inférieure à la quantité stœchiométrique, tout comme le réactif limitant. On peut aussi calculer la quantité de produit attendue pour la réaction complète de chacun des réactifs fournis. Les 0,0712 moles de silicium donneraient

alors que les 0,0535 moles d’azote produiraient

Comme le silicium donne une quantité moindre de produit, il est le réactif limitant.

Vérifiez votre apprentissage 1.3.5– Identification du réactif limitant

  1. Quel est le réactif limitant lorsque 5,00 g de H₂ et 10,0 g d’O₂ réagissent et forment de l’eau ?

  2. Quelle quantité de réactif reste-t-il une fois la réaction terminée ?

Réponse

  1. O₂

  2. 3,75 g

Pourcentage de rendement

La quantité de produit qui peut être produite par une réaction dans des conditions spécifiées, calculée selon la stœchiométrie d’une équation chimique correctement équilibrée, est appelée le rendement théorique de la réaction. En pratique, la quantité de produit obtenue est appelée rendement réel, et elle est souvent inférieure au rendement théorique pour un certain nombre de raisons. Certaines réactions sont intrinsèquement inefficaces, étant accompagnées de réactions secondaires qui génèrent d’autres produits. D’autres sont, par nature, incomplètes (voir les réactions partielles des acides et des bases faibles évoquées plus haut dans ce chapitre). Certains produits sont difficiles à collecter sans perte, de sorte qu’une récupération moins que parfaite réduira le rendement réel. La mesure dans laquelle le rendement théorique d’une réaction est atteint est généralement exprimée en pourcentage de rendement :

Les rendements réels et théoriques peuvent être exprimés en masses ou en quantités molaires (ou toute autre propriété appropriée ; par exemple, le volume, si le produit est un gaz). Tant que les deux rendements sont exprimés en utilisant les mêmes unités, ces unités s’annulent lorsque le pourcentage de rendement est calculé.

Exemple 1.3.6 – Calcul du pourcentage de rendement

En faisant réagir 1,274 g de sulfate de cuivre avec un excès de zinc métallique, on obtient 0,392 g de cuivre métallique selon l’équation :

CuSO₄ (aq) + Zn (s)  →  Cu (s) + ZnSO₄ (aq)

Quel est le pourcentage de rendement ?

Solution

L’information fournie identifie le sulfate de cuivre comme le réactif limitant, et donc le rendement théorique est trouvé par l’approche illustrée dans le module précédent, comme montré ici :

En utilisant ce rendement théorique et la valeur fournie pour le rendement réel, le pourcentage de rendement est calculé comme suit

Vérifiez votre apprentissage 1.3.6 – Calcul du pourcentage de rendement

Vous utilisez la réaction suivante pour produire du fréon (CF₂Cl₂) à partir de CCl₄ et de HF :

CCl₄ + 2 HF  →  CF₂Cl₂ + 2 HCl 

Cette réaction a un rendement de 75 %. Sachant cela, quelle quantité de HF (en kg) est nécessaire pour produire 10 kg de fréon ?

Réponse

4,40 kg

Questions

★ Questions

1. Rédigez l’équation équilibrée, puis décrivez les étapes nécessaires pour déterminer les informations demandées dans chacun des cas suivants :

a. Le nombre de moles (en mol) et la masse de chlore (en grammes), Cl₂, nécessaires pour réagir avec 10,0 g de sodium métallique, Na, pour produire du chlorure de sodium, NaCl.

b. Le nombre de moles (en mol) et la masse (en grammes) d’oxygène formée par la décomposition de 1,252 g d’oxyde de mercure (II).

c. Le nombre de moles (en mol) et la masse (en grammes) de nitrate de sodium, NaNO₃, nécessaires pour produire 128 g d’oxygène. (NaNO₂ est l’autre produit).

d. Le nombre de moles (en mol) et la masse (en grammes) de dioxyde de carbone formés par la combustion de 20,0 kg de carbone en excès d’oxygène.

e. Le nombre de moles (en mol) et la masse (en grammes) de carbonate de cuivre(II) nécessaires pour produire 1.500 kg d’oxyde de cuivre(II). (L’autre produit est le CO₂).

f. Le nombre de moles et la masse de C₂H₄Br₂ formée par la réaction de 12,85 g d’éthène avec un excès de Br₂.

2. I₂ est produit par la réaction de 0,4235 mole de CuCl₂ selon l’équation suivante :

2 CuCl₂ + 4 KI  →  2 CuI + 4 KCl + I₂

a. Combien de molécules d’I₂ sont produites ?

b. Quelle est la masse de I₂ produite (en grammes) ?

3. L’argent est souvent extrait de minerais tels que le K[Ag(CN)₂], puis récupéré par la réaction

2 K[Ag(CN)₂] (aq) + Zn (s)  →  2 Ag (s) + Zn(CN)₂ (aq) + 2 KCN (aq)

a. Combien de molécules de Zn(CN)₂ sont produites par la réaction de 35,27 g de K[Ag(CN)₂] ?

b. Quelle est la masse de Zn(CN)₂ produite (en grammes) ?

4. Le carborundum est le carbure de silicium, SiC, un matériel très dur utilisé comme abrasif sur le papier de verre et dans d’autres applications. Il est préparé par la réaction de sable pur, SiO₂, avec du carbone à haute température. Le monoxyde de carbone, CO, est l’autre produit de cette réaction. Écrivez l’équation équilibrée de la réaction et calculez la quantité (masse, en grammes) de SiO₂ nécessaire pour produire 3,00 kg de SiC.

★★ Questions

5. Lors d’un accident, une solution contenant 2,5 kg d’acide nitrique a été déversée. Deux kilogrammes de Na₂CO₃ ont été rapidement répandus sur la zone et du CO₂ a été libéré par la réaction. A-t-on utilisé suffisamment de Na₂CO₃ pour neutraliser tout l’acide ?

6. Un échantillon de 0,53 g de dioxyde de carbone a été obtenu en chauffant 1,31 g de carbonate de calcium. Quel est le rendement en pourcentage de cette réaction?

CaCO₃ (s)  →  CaO (s) + CO₂ (s)

7. Le fréon-12, CCl₂F₂, est préparé à partir du CCl₄ par réaction avec le HF. L’autre produit de cette réaction est le HCl. Décrivez les étapes nécessaires pour déterminer le pourcentage de rendement d’une réaction qui produit 12,5 g de CCl₂F₂ à partir de 32,9 g de CCl₄. Le fréon-12 a été interdit et n’est plus utilisé comme réfrigérant car il catalyse la décomposition de l’ozone et a une très longue durée de vie dans l’atmosphère. Déterminez le pourcentage de rendement.

8. L’acide citrique, C₆H₈O₇, un composant des confitures, gelées et boissons gazeuses fruitées, est préparé industriellement par la fermentation du saccharose par la moisissure Aspergillus niger. L’équation représentant cette réaction est la suivante

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O + 3 O₂  →  2 C₆H₈O₇ + 4 H₂O

Quelle masse d’acide citrique (en grammes) est produite à partir d’exactement 1 tonne (1 000 × 10³ kg) de saccharose si le rendement est de 92,30 % ?

9. Décrivez les étapes nécessaires pour déterminer le réactif limitant lorsque 30,0 g de propane, C₃H₈, sont brûlés avec 75,0 g d’oxygène. Déterminer le réactif limitant.

10. Quel est le réactif limitant lorsque 1,50 g de lithium et 1,50 g d’azote se combinent pour former du nitrure de lithium, un composant des batteries avancées, selon l’équation déséquilibrée suivante ?

Li + N₂  →  Li₃N

11. L’uranium peut être isolé de ses minerais en le dissolvant sous forme d’UO₂(NO₃)₂, puis en le séparant sous forme d’UO₂(C₂O₄)∙3 H₂O solide. L’addition de 0,4031 g d’oxalate de sodium, Na₂C₂O₄, à une solution contenant 1,481 g de nitrate d’uranyle, UO₂(NO₃)_2, donne 1,073 g d’UO₂(C₂O₄)∙3 H₂O solide.

Na₂C₂O₄ + UO₂(NO₃)₂ + 3 H₂O  →  UO₂(C₂O₄)∙3H₂O + 2 NaNO₃

Déterminer le réactif limitant et le pourcentage de rendement de cette réaction.

12. Le pentoxyde de phosphore utilisé pour produire l’acide phosphorique des boissons gazeuses à base de cola est préparé par la combustion du phosphore dans l’oxygène.

a. Quel est le réactif limitant lorsque 0,200 mol de P₄ et 0,200 mol d’O₂ réagissent selon

P₄ + 5 O₂  ⟶  P₄O₁₀

b. Calculer le pourcentage de rendement si 10,0 g de P₄O₁₀ sont isolés de la réaction.

Réponses

1. (a) Cl₂ (g) + 2 Na (s)  →  2 NaCl (aq), 0,435 mol Na, 0,217 mol Cl₂, 15,4 g Cl₂ ; (b) 2 HgO (s)  →  2 Hg (s) + O₂ (g), 0.005780 mol HgO, 2,890 × 10^-3 mol O₂, 9,248 × 10^-2 g O₂ ; (c) 2 NaNO₃ (s)  →  O₂ (g) + 2 NaNO₂ (s), 8.00 mol NaNO₃, 6,8 × 10² g NaNO₃ ; (d) C (s) + O₂ (g)  →  CO₂ (g), 1665 mol CO₂, 73,3 kg CO₂ ; (e) CuCO₃ (s)  →  CuO (s) + CO₂ (g), 18,86 mol CuO, 2,330 kg CuCO₃ ; (f) C₂H₄Br₂  →  C₂H₄ + Br₂, 0,4580 mol C₂H₄Br₂, 86,05 g C₂H₄Br₂

2. (a) 1,28 × 10²³ molécules ; (b) 26,9 g

3. (a) 5,337 × 10²² molécules ; (b) 10,41 g Zn(CN)₂

4. 4,50 kg SiO₂, SiO₂ + 3 C  →  SiC + 2 CO

5. Oui – reconnaître qu’il y a un rapport molaire de 2:1 de HNO₃ : Na₂CO₃ dans l’équation chimique équilibrée pour cette réaction de neutralisation. Il faut donc au moins 2 moles de Na₂CO₃ pour chaque mole de HNO₃ pour neutraliser tout l’acide. Les quantités données (en kg) correspondent à des quantités molaires de 39,67 moles de HNO₃ : 18,87 moles de Na₂CO₃ ; c’est un rapport de 2:1 mole (2X plus de carbonate de sodium que d’acide). Par conséquent, une quantité suffisante de Na₂CO₃ a été utilisée pour neutraliser tout l’acide.

6. 92.0 %

7. Pourcentage de rendement = 48,3 %, g CCl₄ ⟶ mol CCl₄ ⟶ mol CCl₂F₂ ⟶ g CCl₂F₂

8. 1,03 tonnes

9. (1) Déterminer l’équation chimique équilibrée : C₃H₆ + 5 O₂  →  3 CO₂ + 4 H₂O ; (2) En utilisant les masses données et la masse molaire des réactifs, trouvez les moles pour le propane et l’oxygène ; (3) Avec les moles trouvées dans l’étape précédente, trouvez la quantité de moles de dioxyde de carbone avec les rapports molaires basés sur l’équation chimique équilibrée ; (4) Avec ces deux valeurs, déterminez la masse de dioxyde de carbone. Le réactif qui donne la plus petite masse de dioxyde de carbone est le réactif limitant. Dans ce cas, il s’agit de l’oxygène.

10. Li est le réactif limitant

11. Na₂C₂O₄ est le réactif limitant. Pourcentage de rendement = 86,6 %.

12. (a) O₂ est le réactif limitant ; (b) 88 %.

Molarité

Dans les sections précédentes, nous nous sommes concentrés sur la composition des substances : des échantillons de matière qui ne contiennent qu’un seul type d’élément ou de composé. Cependant, les mélanges – des échantillons de matière contenant deux ou plusieurs substances physiquement combinées – sont plus fréquents dans la nature que les substances pures. Tout comme pour une substance pure, la composition relative d’un mélange joue un rôle important dans la détermination de ses propriétés. La quantité relative d’oxygène dans l’atmosphère d’une planète détermine sa capacité à maintenir une vie aérobie. Les quantités relatives de fer, de carbone, de nickel et d’autres éléments dans l’acier (un mélange solide appelé “alliage”) déterminent sa force physique et sa résistance à la corrosion. La quantité relative de l’ingrédient actif d’un médicament détermine son efficacité à obtenir l’effet pharmacologique souhaité. La quantité relative de sucre dans une boisson détermine sa douceur (voir figure 1.4.1.). Dans cette section, nous allons décrire l’une des façons les plus courantes de quantifier les compositions relatives des mélanges.

Figure 1.4.1. Le sucre est l’un des nombreux composants du mélange complexe connu sous le nom de café. La quantité de sucre dans une quantité donnée de café est un facteur déterminant de la douceur de la boisson. (crédit : Jane Whitney)

Solutions

Nous avons précédemment défini les solutions comme des mélanges homogènes, ce qui signifie que la composition du mélange (et donc ses propriétés) est uniforme dans tout son volume. Les solutions sont fréquentes dans la nature et ont également été mises en œuvre dans de nombreuses formes de technologie artificielle. Nous examinerons plus en détail les propriétés des solutions dans le chapitre sur les solutions et les colloïdes, mais nous présenterons ici certaines des propriétés de base des solutions.

La quantité relative d’un composant donné de la solution est connue sous le nom de concentration. Souvent, mais pas toujours, une solution contient un composant dont la concentration est nettement supérieure à celle de tous les autres composant. Ce composant est appelée le solvant et peut être considéré comme le milieu dans lequel les autres composants sont dispersés, ou dissous. Les solutions dans lesquelles l’eau est le solvant sont, bien sûr, très courantes sur notre planète. Une solution dans laquelle l’eau est le solvant est appelée une solution aqueuse.

Un soluté est un composant d’une solution qui est généralement présente à une concentration beaucoup plus faible que le solvant. Les concentrations de solutés sont souvent décrites par des termes qualitatifs tels que dilué (de concentration relativement faible) et concentré (de concentration relativement élevée).

Les concentrations peuvent être évaluées quantitativement en utilisant une grande variété d’unités de mesure, chacune convenant à des applications particulières. La molarité (M) est une unité de concentration utile pour de nombreuses applications en chimie. La molarité est définie comme le nombre de moles de soluté dans exactement 1 litre (1 L) de la solution :

Exemple 1.4.1 – Calcul des concentrations molaires

Un échantillon de 355 ml de boisson rafraîchissante contient 0,133 mol de saccharose (sucre de table). Quelle est la concentration molaire de saccharose dans la boisson ?

Solution

Comme la quantité molaire du soluté et le volume de la solution sont tous deux donnés, la molarité peut être calculée en utilisant la définition de la molarité. Selon cette définition, le volume de la solution doit être converti de mL en L :

Vérifiez votre apprentissage 1.4.1 – Calcul des concentrations molaires

Une cuillère à théde sucre de table contient environ 0,01 mol de saccharose. Quelle est la molarité du saccharose si une cuillère à thé de sucre a été dissoute dans une tasse de thé d’un volume de 200 ml ?

  Réponse

0,05 mol/L

Exemple 1.4.2 – Dérivation des moles et des volumes à partir des concentrations molaires

Quelle est la quantité de sucre (mol) contenue dans une petite gorgée (~10 ml) de la boisson non alcoolisée de l’exemple précédent ?

Solution

Dans ce cas, on peut réarranger la définition de la molarité pour isoler la quantité recherchée, les moles de sucre. Nous substituons alors la valeur de la molarité que nous avons dérivée dans l’exemple précédent, 0,375 mol/L :

Vérifiez votre apprentissage 1.4.2 – Dérivation des moles et des volumes à partir des concentrations molaires

Quel volume (ml) du thé sucré décrit dans l’exemple précédent contient la même quantité de sucre (mol) que 10 ml de la boisson non alcoolisée de cet exemple ?

Réponse

80 ml

Exemple 1.4.3 – Calcul des concentrations molaires à partir de la masse du soluté

Le vinaigre blanc distillé (figure 1.4.2.) est une solution d’acide acétique, CH₃CO₂H, dans l’eau. Une solution de vinaigre de 0,500 L contient 25,2 g d’acide acétique. Quelle est la concentration de la solution d’acide acétique en unités de molarité ?

Figure 1.4.2. Le vinaigre blanc distillé est une solution d’acide acétique dans l’eau.

Solution

Comme dans les exemples précédents, la définition de la molarité est l’équation primaire utilisée pour calculer la quantité recherchée. Dans ce cas, la masse du soluté est fournie à la place de sa quantité molaire, nous devons donc utiliser la masse molaire du soluté pour obtenir la quantité de soluté en moles :

D’abord, trouvez le nombre de moles du soluté :

Ensuite, nous trouvons la molarité :

En d’autres termes:

Vérifiez votre apprentissage 1.4.3 – Calcul des concentrations molaires à partir de la masse du soluté

Calculer la molarité de 6,52 g de CoCl₂ (128,9 g/mol) dissous dans une solution aqueuse d’un volume total de 75,0 ml.

Réponse

0,674 mol/L

Exemple 1.4.4 – Détermination de la masse de soluté dans un volume de solution donné

Combien de grammes de NaCl sont contenus dans 0,250 L d’une solution de 5,30 mol/L?

Solution

Le volume et la molarité de la solution sont spécifiés, de sorte que la quantité (mol) de soluté est facilement calculée comme le montre le deuxième exemple :

Enfin, cette quantité molaire est utilisée pour calculer la masse de NaCl :

Vérifiez votre apprentissage 1.4.4 – Détermination de la masse de soluté dans un volume de solution donné

Combien de grammes de CaCl₂ (110,98 g/mol) sont contenus dans 250,0 ml d’une solution de chlorure de calcium à 0,200 mol/L ?

Réponse

5,55 g de CaCl₂

Lorsque l’on effectue des calculs par étapes, comme dans l’exemple précédent, il est important de s’abstenir d’arrondir les résultats des calculs intermédiaires, ce qui peut entraîner des erreurs d’arrondi dans le résultat final. Dans l’exemple précédent, la quantité molaire de NaCl calculée dans la première étape, 1,325 mol, serait correctement arrondie à 1,32 mol si elle devait être déclarée ; cependant, bien que le dernier chiffre (5) ne soit pas significatif, il doit être retenu comme chiffre de garde dans le calcul intermédiaire. Si nous n’avions pas retenu ce chiffre de garde, le calcul final pour la masse de NaCl aurait été de 77,1 g, soit une différence de 0,3 g.

En plus de conserver un chiffre de garde pour les calculs intermédiaires, nous pouvons également éviter les erreurs d’arrondi en effectuant les calculs en une seule étape (voir l’exemple suivant). Cela permet d’éliminer les étapes intermédiaires, de sorte que seul le résultat final est arrondi.

Exemple 1.4.5 – Détermination du volume de solution contenant une masse donnée de soluté

Dans le troisième exemple, nous avons constaté que la concentration typique du vinaigre était de 0,839 mol/L. Quel volume de vinaigre contient 75,6 g d’acide acétique ?

Solution

Tout d’abord, utilisez la masse molaire pour calculer les moles d’acide acétique à partir de la masse donnée :

Ensuite, utilisez la molarité de la solution pour calculer le volume de la solution contenant cette quantité molaire de soluté :

En combinant ces deux étapes en un seul rendement :

Vérifiez votre apprentissage 1.4.5 – Détermination du volume de solution contenant une masse donnée de soluté

Quel volume d’une solution de 1,50 mol/L de KBr contient 66,0 g de KBr ?

Réponse

0,370 L

Autres unités de concentration des solutions

Pourcentage de masse

Plus tôt dans ce chapitre, nous avons présenté la composition en pourcentage comme une mesure de la quantité relative d’un élément donné dans un composé. Les pourcentages sont également couramment utilisés pour exprimer la composition des mélanges, y compris les solutions. Le pourcentage de masse d’un composant de solution est défini comme le rapport entre la masse du composant et la masse de la solution, exprimé en pourcentage :

Nous sommes généralement plus intéressés par les pourcentages de masse des solutés, mais il est également possible de calculer le pourcentage de masse du solvant. Pour exprimer le pourcentage en masse, vous pouvez utiliser le système de mesure de votre choix, mais les mêmes unités doivent être utilisées en haut et en bas de l’équation et le dénominateur est toujours 100 (par exemple : g/100 g, oz/100 oz).

Le pourcentage de masse est également désigné par des noms similaires tels que pourcentage de masse, pourcentage de poids, poids/poids en pourcentage et autres variations sur ce thème. Le symbole le plus courant pour le pourcentage de masse est simplement le signe du pourcentage, %, bien que des symboles plus détaillés soient souvent utilisés, notamment % de masse, % de poids et (w/w) %. L’utilisation de ces symboles plus détaillés peut éviter la confusion des pourcentages de masse avec d’autres types de pourcentages, tels que les pourcentages de volume (qui seront abordés plus loin dans cette section).

Les pourcentages de masse sont des unités de concentration populaires pour les produits de consommation. L’étiquette d’une bouteille typique d’eau de Javel liquide (figure 1.4.3.) indique que la concentration de son ingrédient actif, l’hypochlorite de sodium (NaOCl), est de 7,4 %. Par conséquent, un échantillon de 100,0 g d’eau de Javel contiendrait 7,4 g de NaOCl.

Figure 1.4.3. L’eau de Javel est une solution aqueuse d’hypochlorite de sodium (NaOCl). Cette marque a une concentration de 7,4 % de NaOCl en masse.

Exemple 1.4.6 – Calcul du pourcentage en fonction de la masse

Un échantillon de 5,0 g de liquide céphalo-rachidien contient 3,75 mg (0,00375 g) de glucose. Quel est le pourcentage en masse de glucose dans le liquide céphalo-rachidien ?

Solution

L’échantillon de liquide céphalo-rachidien contient environ 4 mg de glucose dans 5000 mg de liquide, de sorte que la fraction massique du glucose devrait être un peu inférieure à une partie sur 1000, soit environ 0,1 %. Substitution des masses données dans l’équation définissant les rendements en pourcentage de masse :

Ce résultat est tout à fait comparable à notre estimation approximative (un peu moins de la moitié de la concentration du stock, soit 5 mol/L).

Vérifiez votre apprentissage 1.4.6 – Calcul du pourcentage en fonction de la masse

Quelle est la concentration de la solution qui résulte de la dilution de 25,0 ml d’une solution de CH₃OH à 2,04 mol/L à 500,0 ml ?

Réponse

14,8 %

Exemple 1.4.7 – Calculs utilisant le pourcentage de masse

L’acide chlorhydrique “concentré” est une solution aqueuse de HCl à 37,2 % (en masse) qui est couramment utilisée comme réactif de laboratoire. La densité de cette solution est de 1,19 g/mL. Quelle est la masse de HCl contenue dans 0,500 L de cette solution ?

Solution

La concentration de HCl est proche de 40 %, de sorte qu’une portion de 100 g de cette solution contiendrait environ 40 g de HCl. Comme la densité de la solution n’est pas très différente de celle de l’eau (1 g/mL), une estimation raisonnable de la masse de HCl dans 500 g (0,5 L) de la solution est environ cinq fois supérieure à celle d’une portion de 100 g, soit 5 × 40 = 200 g. Afin de calculer la masse du soluté dans une solution à partir de son pourcentage de masse, nous devons connaître la masse correspondante de la solution. En utilisant la densité de la solution donnée, nous pouvons convertir le volume de la solution en masse, et ensuite utiliser le pourcentage de masse donné pour calculer la masse du soluté. Cette approche mathématique est décrite dans cet organigramme :

Pour une annulation correcte de l’unité, le volume de 0,500 L est converti en 500 mL, et le pourcentage de masse est exprimé sous forme de rapport, 37,2 g de HCl/100 g de solution :

Cette masse de HCl correspond à notre estimation approximative de 200 g.

Vérifiez votre apprentissage 1.4.7 – Calculs utilisant le pourcentage de masse

Quel volume de solution concentrée de HCl contient 125 g de HCl ?

Réponse

282 ml

Volume Pourcentage

Les volumes de liquide sur une large gamme de magnitudes sont mesurés de manière pratique à l’aide d’équipements de laboratoire courants et relativement peu coûteux. La concentration d’une solution formée par la dissolution d’un soluté liquide dans un solvant liquide est donc souvent exprimée en pourcentage de volume, % vol ou (v/v)% :

Exemple 1.4.8 – Calculs utilisant le pourcentage de volume

L’alcool à friction (isopropanol) est généralement vendu sous forme de solution aqueuse à 70 % vol. Si la densité de l’alcool isopropylique est de 0,785 g/mL, combien de grammes d’alcool isopropylique sont présents dans une bouteille de 355 ml d’alcool à friction ?

Solution

Selon la définition du pourcentage de volume, le volume d’isopropanol est de 70 % du volume total de la solution. En multipliant le volume d’isopropanol par sa densité, on obtient la masse requise :

Vérifiez votre apprentissage 1.4.8 – Calculs utilisant le pourcentage de volume

Le vin contient environ 12 % d’éthanol (CH₃CH₂OH) en volume. L’éthanol a une masse molaire de 46,06 g/mol et une densité de 0,789 g/ml. Combien de moles d’éthanol sont présentes dans une bouteille de vin de 750 ml ?

Réponse

1,5 mol d’éthanol

Masse-Volume Pourcentage

Les unités de pourcentage “mixtes”, dérivées de la masse du soluté et du volume de la solution, sont populaires pour certaines applications biochimiques et médicales. Un pourcentage masse-volume est un rapport entre la masse d’un soluté et le volume de la solution, exprimé en pourcentage. Les unités spécifiques utilisées pour la masse du soluté et le volume de la solution peuvent varier en fonction de la solution. Par exemple, une solution saline physiologique, utilisée pour préparer des fluides intraveineux, a une concentration de 0,9 % masse/volume (m/v), ce qui indique que la composition est de 0,9 g de soluté pour 100 ml de solution. La concentration de glucose dans le sang (communément appelée “sucre sanguin”) est également généralement exprimée en termes de rapport masse/volume. Bien qu’elle ne soit pas explicitement exprimée en pourcentage, sa concentration est généralement donnée en milligrammes de glucose par décilitre (100 ml) de sang (figure 1.4.4.).

Figure 1.4.4. Les unités de masse-volume “mixtes” sont couramment rencontrées dans les établissements médicaux. (a) La concentration de NaCl du sérum physiologique est de 0,9 % (m/v). (b) Cet appareil mesure le taux de glucose dans un échantillon de sang. La plage normale de concentration de glucose dans le sang (à jeun) est d’environ 70-100 mg/dL. (crédit a : modification du travail par “The National Guard”/Flickr ; crédit b : modification du travail par Biswarup Ganguly)

Parties par million et parties par milliard

Les très faibles concentrations de solutés sont souvent exprimées à l’aide de petites unités appropriées telles que les parties par million (ppm) ou les parties par milliard (ppb). Il existe également des unités ppm et ppb définies par rapport au nombre d’atomes et de molécules.

Les définitions des ppm et des ppb, basées sur la masse, sont données ici :

Les ppm et les ppb sont des unités pratiques pour rendre compte des concentrations de polluants et d’autres contaminants à l’état de traces dans l’eau. Les concentrations de ces contaminants sont généralement très faibles dans les eaux traitées et naturelles, et leurs niveaux ne peuvent dépasser des seuils de concentration relativement bas sans provoquer d’effets néfastes sur la santé et la faune. Par exemple, l’EPA a déterminé que le niveau maximal sans danger de l’ion fluorure dans l’eau du robinet est de 4 ppm. Les filtres à eau en ligne sont conçus pour réduire la concentration de fluorure et de plusieurs autres contaminants à l’état de traces dans l’eau du robinet (figure 1.4.5.).

Figure 1.4.5. (a) Dans certaines régions, les concentrations de contaminants à l’état de traces peuvent rendre l’eau du robinet non filtrée impropre à la consommation et à la cuisine. (b) Les filtres à eau en ligne réduisent la concentration de solutés dans l’eau du robinet. (crédit a : modification des travaux de Jenn Durfey ; crédit b : modification des travaux de “vastateparkstaff“/Wikimedia commons)

Exemple 1.4.9 – Calcul des concentrations en parties par million et en parties par milliard

Selon l’EPA, lorsque la concentration de plomb dans l’eau du robinet atteint 15 ppb, certaines mesures correctives doivent être prises. Quelle est cette concentration en ppm ? À cette concentration, quelle masse de plomb (μg) serait contenue dans un verre d’eau typique (300 ml) ?

Solution

Les définitions des unités ppm et ppb peuvent être utilisées pour convertir la concentration donnée de ppb en ppm. La comparaison de ces deux définitions d’unités montre que le ppm est 1000 fois supérieur au ppb (1 ppm = 10³ ppb). Ainsi:

La définition de l’unité ppb peut être utilisée pour calculer la masse demandée si la masse de la solution est fournie. Cependant, seul le volume de la solution (300 ml) est donné, il faut donc utiliser la densité pour obtenir la masse correspondante. Nous pouvons supposer que la densité de l’eau du robinet est à peu près la même que celle de l’eau pure (~1,00 g/mL), puisque les concentrations des substances dissoutes ne doivent pas être très importantes. En réorganisant l’équation définissant l’unité ppb et en remplaçant les quantités données, on obtient

Enfin, il faut convertir cette masse dans l’unité de microgrammes demandée :

Vérifiez votre apprentissage 1.4.9 – Calcul des concentrations en parties par million et en parties par milliard

a. L’eau de votre robinet contient 4,0 ppm de fluorure. Un site web affirme que le fluorure est dangereux et que vous pouvez être empoisonné si vous en consommez plus de 5,0 grammes. Si vous buvez 6 verres (chaque verre équivaut à 0,40 L) d’eau du robinet par jour, combien de temps faudra-t-il avant que vous ne consommiez 5,0 grammes de fluorure (en supposant qu’il ne quitte JAMAIS votre corps ?).

b. On a déterminé qu’un échantillon de 50,0 g d’eaux usées industrielles contenait 0,48 mg de mercure. Exprimez la concentration de mercure dans les eaux usées en unités ppm et ppb.

Réponse

a. 520 jours

b. 9,6 ppm, 9600 ppb

Molalité

Une dernière façon d’exprimer la concentration d’une solution est par sa molalité. La molalité (b) d’une solution correspond aux moles de soluté divisées par les kilogrammes de solvant. Une solution qui contient 1,0 mole de NaCl dissous dans 1,0 kg d’eau est une solution “un-molale” de chlorure de sodium. Le symbole de la molalité est un b minuscule écrit en italique.

La molalité ne diffère de la molarité qu’au niveau du dénominateur. Alors que la molarité est basée sur les litres de solution, la molalité est basée sur les kilogrammes de solvant. Les concentrations exprimées en molalité sont utilisées pour étudier les propriétés des solutions liées à la pression de vapeur et aux changements de température. La molalité est utilisée parce que sa valeur ne change pas avec les changements de température. Le volume d’une solution, en revanche, dépend légèrement de la température.

  Exemple 1.4.10 – Molalité

Déterminez la molalité d’une solution préparée en dissolvant 28,60 g de glucose (C₆H₁₂O₆) dans 250 g d’eau.

Solution

Convertissez les grammes de glucose en moles et divisez-les par la masse de l’eau en kilogrammes :

La réponse représente les moles de glucose par kilogramme d’eau et comporte trois chiffres significatifs.

La molarité et la valeur des solutions aqueuses diluées sont étroitement liées, car la densité de ces solutions est relativement proche de 1,0 g/ml. Cela signifie que 1,0 L de solution a une masse de près de 1,0 kg. Lorsque la solution devient plus concentrée, sa densité ne sera pas aussi proche de 1,0 g/mL et la valeur de la molarité sera différente de celle de la masse. Pour les solutions contenant des solvants autres que l’eau, la molalité sera très différente de la molarité. Assurez-vous que vous faites attention à la quantité utilisée dans un problème donné.

L’eau comme solvant universel

L’eau est surnommée un solvant universel car elle dissout de nombreuses substances en raison des fortes interactions entre les molécules d’eau et celles d’autres substances. L’entropie est une autre force motrice permettant à un liquide de se dissoudre ou de se mélanger à d’autres substances (sachez juste pour l’instant que l’entropie décrit la dispersion de la matière et/ou de l’énergie au sein d’un système ou la mesure du désordre d’un système). Le mélange augmente le désordre ou l’entropie. Vous en apprendrez plus sur l’entropie dans le document CHM2531/CHM2532.

Effet hydrophobe et effet hydrophile

En raison de son moment dipolaire élevé et de sa capacité à donner et à accepter des protons pour la liaison hydrogène, l’eau est un excellent solvant pour les substances polaires et les électrolytes, qui sont constitués d’ions. Les molécules qui interagissent fortement avec ou aiment les molécules d’eau sont hydrophiles, en raison de la liaison hydrogène, des attractions polaires-ioniques ou polaires-polaires. Les molécules non polaires qui ne se mélangent pas à l’eau sont hydrophobes ou lipophiles car elles ont tendance à se dissoudre dans l’huile. Les grosses molécules telles que les protéines et les acides gras qui ont des parties hydrophiles et hydrophobes sont amphipathiques ou amphiphiles. Les molécules d’eau se mêlent fortement aux parties hydrophiles par le biais d’une interaction dipôle-dipôle ou d’une liaison hydrogène. Ce point sera examiné en détail dans le document CHM1721.

Dilution des solutions

La dilution est le processus par lequel la concentration d’une solution est diminuée par l’ajout de solvant. Par exemple, on pourrait dire qu’un verre de thé glacé se dilue de plus en plus à mesure que la glace fond. L’eau provenant de la fonte de la glace augmente le volume du solvant (eau) et le volume global de la solution (thé glacé), réduisant ainsi les concentrations relatives des solutés qui donnent son goût à la boisson (figure 1.4.6.).

Figure 1.4.6. Les deux solutions contiennent la même masse de nitrate de cuivre. La solution de droite est plus diluée car le nitrate de cuivre est dissous dans plus de solvant. (crédit : Mark Ott)

La dilution est également un moyen courant de préparer des solutions d’une concentration souhaitée. En ajoutant du solvant à une portion mesurée d’une solution mère plus concentrée, on peut obtenir une concentration particulière. Par exemple, les pesticides commerciaux sont généralement vendus sous forme de solutions dans lesquelles les ingrédients actifs sont beaucoup plus concentrés que ce qui est approprié pour leur application. Avant de pouvoir être utilisés sur les cultures, ces pesticides doivent être dilués. C’est également une pratique très courante pour la préparation d’un certain nombre de réactifs de laboratoire courants (figure 1.4.7.).

Figure 1.4.7. Une solution de KMnO₄ est préparée en mélangeant de l’eau avec 4,74 g de KMnO₄ dans un ballon. (crédit : modification du travail par Mark Ott)

Une simple relation mathématique peut être utilisée pour relier les volumes et les concentrations d’une solution avant et après le processus de dilution. Selon la définition de la molarité, la quantité molaire de soluté dans une solution (n) est égale au produit de la molarité de la solution (M) et de son volume en litres (L) :

n = ML

Des expressions comme celles-ci peuvent être écrites pour une solution avant et après sa dilution :

n₁ = M₁L₁

n₂ = M₂L₂

où les indices “1” et “2” se réfèrent respectivement à la solution avant et après la dilution. Comme le processus de dilution ne modifie pas la quantité de soluté dans la solution, n₁ = n₂. Ainsi, ces deux équations peuvent être égales l’une à l’autre :

M₁L₁ = M₂L₂

Cette relation est communément appelée l’équation de dilution. Bien que nous ayons dérivé cette équation en utilisant la molarité comme unité de concentration et le litre comme unité de volume, d’autres unités de concentration et de volume peuvent être utilisées, à condition que les unités s’annulent correctement selon la méthode du facteur-étiquette. Reflétant cette polyvalence, l’équation de dilution est souvent écrite sous une forme plus générale :

C₁V₁ = C₂V₂

où C et V sont respectivement la concentration et le volume.

Exemple 1.4.11 – Détermination de la concentration d’une solution diluée

Si 0,850 L d’une solution de 5,00 mol/L de nitrate de cuivre, Cu(NO₃)₂, est dilué à un volume de 1,80 L par l’ajout d’eau, quelle est la molarité de la solution diluée ?

Solution

On nous donne le volume et la concentration d’une solution mère, V₁ et C_1, et le volume de la solution diluée résultante, V₂. Nous devons trouver la concentration de la solution diluée, C₂. Nous réorganisons donc l’équation de dilution afin d’isoler C₂ :

C₁V₁ = C₂V₂

Comme la solution mère est diluée plus de deux fois (le volume passe de 0,85 L à 1,80 L), on s’attendrait à ce que la concentration de la solution diluée soit inférieure à la moitié de 5 mol/L. Nous comparerons cette estimation approximative au résultat calculé afin de vérifier l’absence d’erreurs grossières dans le calcul (par exemple, une substitution incorrecte des quantités données). En substituant les valeurs données aux termes du côté droit de cette équation, on obtient

Ce résultat est tout à fait comparable à notre estimation approximative (un peu moins de la moitié de la concentration du stock, soit 5 mol/L).

Vérifiez votre apprentissage 1.4.11 – Détermination de la concentration d’une solution diluée

Quelle est la concentration de la solution qui résulte de la dilution de 25,0 ml d’une solution de CH3OH à 2,04 mol/L à 500,0 ml ?

Réponse

0,102 mol/L CH₃OH

Exemple 1.4.12 – Volume d’une solution diluée

Quel volume de 0,12 mol/L de HBr peut être préparé à partir de 11 ml (0,011 L) de 0,45 mol/L de HBr ?

Solution

On nous donne le volume et la concentration d’une solution mère, V₁ et C_1, et la concentration de la solution diluée résultante, C₂. Nous devons trouver le volume de la solution diluée, V₂. Nous réorganisons donc l’équation de dilution afin d’isoler V₂ :

C₁V₁ = C₂V₂

Comme la concentration diluée (0,12 mol/L) est légèrement supérieure au quart de la concentration initiale (0,45 mol/L), on s’attendrait à ce que le volume de la solution diluée soit environ quatre fois supérieur au volume initial, soit environ 44 ml. En substituant les valeurs données et en résolvant les volumes inconnus, on obtient ces résultats :

Le volume de la solution à 0,12 mol/L est de 0,041 L (41 ml). Le résultat est raisonnable et se compare bien avec notre estimation approximative.

Vérifiez votre apprentissage 1.4.10 – Volume d’une solution diluée

Une expérience de laboratoire demande 0,125 mol/L de HNO₃. Quel volume de 0,125 mol/L de HNO₃ peut être préparé à partir de 0,250 L de 1,88 mol/L de HNO₃ ?

Réponse

3,76 L

Exemple 1.4.13 – Volume d’une solution concentrée nécessaire à la dilution

Quel volume de 1,59 mol/L de KOH est nécessaire pour préparer 5,00 L de 0,100 mol/L de KOH ?

Solution

On nous donne la concentration d’une solution mère, C1, et le volume et la concentration de la solution diluée résultante, V₂ et C₂. Nous devons trouver le volume de la solution mère, V₁. Nous réorganisons donc l’équation de dilution afin d’isoler V₁ :

C₁V₁ = C₂V₂

Comme la concentration de la solution diluée 0,100 mol/L est environ un seizième de celle de la solution mère (1,59 mol/L), on s’attendrait à ce que le volume de la solution mère soit environ un seizième de celui de la solution diluée, soit environ 0,3 litre. En substituant les valeurs données et en résolvant les volumes inconnus, on obtient des rendements :

Ainsi, il faudrait 0,314 L de la solution à 1,59 mol/L pour préparer la solution souhaitée. Ce résultat est conforme à notre estimation approximative.

Vérifiez votre apprentissage 1.4.11 – Volume d’une solution concentrée nécessaire à la dilution

Quel volume d’une solution de glucose de 0,575 mol/L, C₆H₁₂O₆, peut-on préparer à partir de 50,00 ml d’une solution de glucose de 3,00 mol/L ?

Réponse

0,261 L

Équations moléculaires, ioniques complètes et ioniques nettes

Jusqu’à présent, nous n’avons examiné que les équations moléculaires. Il s’agit des équations de réaction équilibrée dans lesquelles nous avons pris en compte tous les atomes impliqués dans la réaction. Pour certaines réactions, ce n’est pas toute l’histoire. Dans les cas où nous avons des composés ioniques dissous dans l’eau, nous devons aller un peu plus loin.

Considérons la réaction de précipitation pour la formation du sulfate de baryum. La précipitation est un processus dans lequel une solution homogène réagit pour former un produit solide (appelé le précipité). L’équation chimique complète de cette réaction peut être écrite pour décrire ce qui se passe, et une telle équation est utile pour faire des calculs chimiques.

Équation chimique complète

Cependant, l’équation chimique complète ne représente pas vraiment les particules microscopiques (c’est-à-dire les ions) présentes dans la solution. Nous pourrions donc écrire ci-dessous l’équation ionique complète, où les sels aqueux sont écrits comme leurs ions individuels.

Équation ionique complète

L’équation ionique complète est assez complexe et comprend tellement d’ions différents qu’elle peut prêter à confusion. En tout cas, nous nous intéressons souvent au comportement indépendant des ions, et non au composé spécifique dont ils proviennent. Un précipité de BaSO₄ (s) se formera lorsque toute solution contenant du Ba²⁺ (aq) sera mélangée avec toute solution contenant du SO₂^-4 (aq) (à condition que les concentrations ne soient pas extrêmement faibles). Cela se produit indépendamment des ions Cl^–(aq) et Na⁺ (aq) dans l’équation ionique complète. Ces ions sont appelés ions spectateurs parce qu’ils ne participent pas à la réaction. Lorsque nous voulons mettre l’accent sur le comportement indépendant des ions, une équation ionique nette est écrite, en omettant les ions spectateurs. Pour la précipitation de BaSO4_, l’équation ionique nette est

Équation ionique nette 

Exemple 1.4.14 – Précipitations d’AgCl

Lorsqu’une solution d’AgNO₃ est ajoutée à une solution de CaCl₂, l’AgCl insoluble précipite. Écrivez trois équations (équation chimique complète, équation ionique complète et équation ionique nette) qui décrivent ce processus.

Solution

Équation chimique complète :

2 AgNO₃ (aq) + CaCl₂ (aq)  →  2 AgCl (s) + Ca(NO₃)₂ (aq)

Les états et formules propres à tous les produits sont écrits et l’équation chimique est équilibrée.

Équation ionique complète :

L’AgCl est un solide, il ne se décompose donc pas en ions en solution.

Equation ionique du réseau :

Tous les ions des spectateurs sont éliminés.

Vérifiez votre apprentissage 1.4.12 – Précipitations d’AgCl

Écrivez des équations ioniques nettes équilibrées pour décrire une réaction qui peut se produire lorsque K₂CO₃ et SrCl₂ sont mélangés.

Réponse

Sr²⁺ (aq) + CO₃^2- (aq)  →  SrCO₃ (s)

Exemple 1.4.15 – Combinaison de Na₂SO₄ et de NH₄I

Écrivez une équation ionique nette équilibrée pour décrire toute réaction qui se produit lorsque les solutions de Na₂SO₄ et de NH₄I sont mélangées.

Solution

Équation chimique complète :

Na₂SO₄ (aq) + NH₄I₂ (aq)  →  2 NaI (aq) + (NH₄)₂SO₄ (aq)

Les deux produits sont aqueux, il n’y a donc pas d’équation ionique nette qui puisse être écrite.

Vérifiez votre apprentissage 1.4.13 – Combinaison de Na₂SO₄ et de NH₄I

Écrivez une équation ionique nette équilibrée pour décrire une réaction qui peut se produire lorsque du FeSO₄ Ba(NO₃)₂ est mélangé.

Réponse

Ba²⁺ (aq) + SO₄^2- (aq)  →  BaSO₄ (s)

L’occurrence ou la non-occurrence de précipités peut être utilisée pour détecter la présence ou l’absence de diverses espèces en solution. Une solution de BaCl₂, par exemple, est souvent utilisée comme test pour détecter la présence de SO₄^2- ions. Il existe plusieurs sels insolubles de Ba, mais ils se dissolvent tous dans l’acide dilué, sauf le BaSO₄. Ainsi, si une solution de BaCl₂ est ajoutée à une solution inconnue qui a été préalablement acidifiée, l’apparition d’un précipité blanc est la preuve de la présence du SO₄^2- ion.

Figure 1.4.8. Les trois précipités communs d’halogénure d’argent : AgI, AgBr et AgCl (de gauche à droite). Les halogénures d’argent précipitent hors de la solution, mais forment souvent des suspensions avant de se déposer. Image utilisée avec autorisation (CC BY-SA 3.0 ; Cychr).

Les solutions d’AgNO₃ sont souvent utilisées de la même manière pour tester les ions halogénures. Si une solution d’AgNO₃ est ajoutée à une solution inconnue acidifiée, un précipité blanc indique la présence d’ions Cl^–, un précipité de couleur crème indique la présence d’ions Br^–, et un précipité jaune indique la présence d’ions I^– (figure 1.4.8). D’autres tests peuvent alors être effectués pour voir si un mélange de ces ions est présent. Lorsqu’on ajoute de l’AgNO₃ à l’eau du robinet, il se forme presque toujours un précipité blanc. Les ions Cl^– dans l’eau du robinet proviennent généralement du Cl₂ qui est ajouté aux réserves d’eau municipales pour tuer les micro-organismes.

Les précipités sont également utilisés pour l’analyse quantitative des solutions, c’est-à-dire pour déterminer la quantité de soluté ou la masse de soluté dans une solution donnée. À cette fin, il est souvent pratique d’utiliser le premier des trois types d’équations décrits ci-dessus. Ensuite, les règles de la stœchiométrie peuvent être appliquées.

Questions

★ Questions

1. Déterminez la molarité pour chacune des solutions suivantes :

a. 0,444 mole de CoCl₂ dans 0,654 L de solution

b. 98,0 g d’acide phosphorique, H₃PO₄, dans 1,00 L de solution

c. 0,2074 g d’hydroxyde de calcium, Ca(OH)₂, dans 40,00 ml de solution

d. 10,5 kg de Na₂SO₄•10H₂O dans 18,60 L de solution

e. 7,0 × 10^-3 mol de I2 dans 100,0 ml de solution

f. 1,8 × 10⁴ mg de HCl dans 0,075 L de solution

2. Réfléchissez à cette question : Quelle est la masse du soluté dans 0,500 L de glucose 0,30 M, C₆H₁₂O₆, utilisé pour l’injection intraveineuse ?

a. Indiquez les étapes nécessaires pour répondre à la question.

b. Répondez à la question.

3. Calculez le nombre de moles et la masse du soluté dans chacune des solutions suivantes :

a. 2,00 L de 18,5 mol/L H₂SO₄, acide sulfurique concentré

b. 100,0 ml de 3,8 × 10^-5 mol/L de NaCN, la concentration létale minimale de cyanure de sodium dans le sérum sanguin

c. 5,50 L de 13,3 mol/L H₂CO, le formaldéhyde utilisé pour “fixer” les échantillons de tissus

d. 325 ml de 1,8 × 10^-6 mol/L FeSO₄, la concentration minimale de sulfate de fer détectable par le goût dans l’eau potable

4. Réfléchissez à cette question : Quelle est la molarité du KMnO₄ dans une solution de 0,0908 g de KMnO₄ dans 0,500 L de solution ?

a. Indiquez les étapes nécessaires pour répondre à la question.

b. Répondez à la question.

5. Calculez la molarité de chacune des solutions suivantes :

a. 0,195 g de cholestérol, C₂₇H₄₆O, dans 0,100 L de sérum, soit la concentration moyenne de cholestérol dans le sérum humain

b. 4,25 g de NH₃ dans 0,500 L de solution, soit la concentration de NH₃ dans l’ammoniac domestique

c. 1,49 kg d’alcool isopropylique, C₃H₇OH, dans 2,50 L de solution, la concentration d’alcool isopropylique dans l’alcool à friction

d. 0,029 g de I₂ dans 0,100 L de solution, la solubilité de I₂ dans l’eau à 20 °C

6. Il y a environ 1,0 g de calcium, sous forme de Ca²⁺, dans 1,0 L de lait. Quelle est la molarité du Ca²⁺ dans le lait?

7. Un échantillon de 9,00 g contient 45,0 mg de sucre dissous. Quel est le pourcentage en masse de sucre dans cette solution ?

★★ Questions

8. Une solution de nettoyage est l’hypochlorite de sodium (eau de Javel) à 4 % en masse. Si vous utilisez 70 g de solution de nettoyage pour nettoyer votre salle de bain, quelle quantité d’eau de Javel a été utilisée ?

9. Votre bière contient 7% d’alcool par volume. Quelle quantité d’alcool pur avez-vous réellement consommée si votre bouteille contient 7 fl oz et que vous avez bu deux bouteilles et demie ?

10. Vous mélangez 73 μL de colorant de chargement avec 1000 μL d’ADN. Quelle quantité de colorant de charge se trouve dans la solution en pourcentage du volume.

11. Votre taux de glycémie est de 0,2 % (m/v). Combien de grammes de sucre y a-t-il dans votre corps (en supposant que vous ayez 5,1 litres de sang) ?

12. Supposons que le vinaigre que vous utilisez est de 0,76 mol/L d’acide acétique (CH₃COOH). Quelle est la concentration de votre vinaigre en ppm?

13. Supposons que vous mélangez 50 ml de CoCl₂ dans 0,654 L de solution. Quelle est la concentration du mélange résultant en ppb ?

14. Vous ajoutez 3,6 g de H₂SO₄ à 10,0 g d’eau. Quelle est la molalité de cette solution ?

15. Vous disposez d’un litre de solution saline (NaCl) à 0,15 mol/L. Quelle est la molalité de la solution si NaCl a une densité de 2,16 g/cm³ (indice : 1cm³ = 1 mL) ?

16. Si l’on dilue 4,12 L d’une solution de H₃PO₄ à 0,850 mol/L pour obtenir un volume de 10,00 L, quelle est la concentration de la solution obtenue ?

★ Questions (partie 2)

17. Quelle est la concentration finale de la solution produite lorsqu’on laisse s’évaporer 225,5 ml d’une solution de Na₂CO₃ à 0,09988 mol/L jusqu’à ce que le volume de la solution soit réduit à 45,00 ml ?

18. Une expérience dans un laboratoire de chimie générale nécessite une solution de HCl à 2,00 mol/L. Combien de ml de HCl 11,9 mol/L serait nécessaire pour obtenir 250 ml de HCl 2,00 mol/L ?

19. Écrivez l’équation chimique complète, l’équation ionique complète et l’équation ionique nette pour le mélange de Ca(NO₃)₂ (aq) et de H₃PO₄ (aq).

20. Écrivez l’équation chimique complète, l’équation ionique complète et l’équation ionique nette pour le mélange de KCl (aq) et de Pb(NO₃)₂(aq).

21. Indiquez le ou les types de réaction que représente chacun des éléments suivants :

a. Ca (s) + Br₂ (l)  ⟶  CaBr₂ (s)

b. Ca(OH)₂ (aq) + 2 HBr (aq)  ⟶  CaBr₂ (aq) + 2 H₂O (l)

c. C₆H₁₂ (l) + 9 O₂ (g)  ⟶  6 CO_{2 (}g) + 6 H₂O (g)

Réponses

1. (a) 0,679 mol/L ; (b) 1,00 mol/L ; (c) 0,06998 mol/L ; (d) 1,75 mol/L ; (e) 0,070 mol/L ; (f) 6,6 mol/L

2. a) déterminer le nombre de moles de glucose dans 0,500 L de solution ; déterminer la masse molaire du glucose ; déterminer la masse du glucose à partir du nombre de moles et de sa masse molaire ; b) 27 g

3. (a) 37,0 mol H₂SO₄ ; 3,63 x 10³ g H₂SO₄ ; (b) 3,8 × 10^-6 mol NaCN ; 1,9 × 10^-4 g NaCN ; (c) 73,2 mol H₂CO ; 2,20 kg H₂CO ; (d) 5,9 × 10^-7 mol FeSO₄ ; 8,9 × 10^-5 g FeSO₄

4. (a) Déterminer la masse molaire de KMnO4 ; déterminer le nombre de moles de KMnO4 dans la solution ; à partir du nombre de moles et du volume de la solution, déterminer la molarité ; (b) 1,15 × 10^-3 mol/L

5. (a) 5,04 × 10^-3 mol/L ; (b) 0,499 mol/L ; (c) 9,92 mol/L ; (d) 1,1 × 10^-3 mol/L

6. 0,025 mol/L

7. 0.5%

8. 2.8 g

9. 36,23 ml

10. 6.8%

11. 1,02 kg

12. 45719,97 ppm

13. 71 022 727 ppb

14. 3,67 mol/kg

15. 0,069 mol/kg

16. 0,35 mol/L

17. 0,50 mol/L

18. 42 ml

19. Complète : 3 Ca(NO₃)₂ + 2 H₃PO₄  →  Ca₃(PO₄)₂ + 6 HNO₃, Ionique complète : 3 Ca²⁺ + 6 NO₃^– + 6 H + 2 PO₄^3-  →  Ca₃(PO₄)₂ + 6 H + 6 NO₃^– , Net Ionic : 3 Ca²⁺ + 2 PO₄^3-  →  Ca₃(PO4)₂

20. Complète : Pb(NO₃)₂ (aq) + 2 KI (aq)  →  PbI₂ (s) + 2 KNO₃ (aq), Ionique complète : Pb²⁺ (aq) + 2 NO₃^–(aq) + 2 K⁺ (aq) + 2 I^– (aq)  →  PbI₂ (aq) + 2 K⁺ (aq) + 2 NO₃^–(aq), Net Ionic : Pb²⁺ (aq) + 2 I^– (aq)  →  PbI₂ (aq)

21. (a) oxydation-réduction (addition) ; (b) acide-base (neutralisation) ; (c) oxydation-réduction (combustion)