1

2.1 Stoechiométrie

2.1.1 Nomenclature

Voir notes du module 1

2.1.2 Équations chimiques

Une équation chimique nous donne un rapport entre les

réactifs et les produits à l’intérieur d’une réaction chimique.

2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) 4 CO2(g) + 2 H2O(l)

Réactifs Produits

État de la matière (abbréviation)

s, l, g ou , ppt ou , aq

Exercices de revue: L’équilibre des équations chimiques

exercices supplémentaires pour les élèves qui veulent se

pratiquer

non obligatoire- les élèves en 12e année devraient maitriser

cette tâche

afficher le solutionnaire sur la porte

Dans une équation chimique, le

coefficient représente le de mole

du composé ou de l’élément.

2

Loi de la conservation de la masse

La somme des masses des réactifs est égale à la somme des

masses des produits à l’intérieur d’une réaction chimique.

Exemple : L’acide phosphorique réagit avec le cyanure de sodium pour produire le cyanure d’hydrogène et le phosphate de sodium. Écrire la réaction chimique suivante et déterminer si elle suit la loi de la conservation de la matière.

Rapports stoechiométriques (Revue du module 2 – chimie I)

La mole

unité de base du SI

contient le même nombre d’atomes, de molécules ou

d’ions (6,02 x 1023 – Constante d’Avogadro)

Exemples :

1 mole Mg 1 mole CuCl2

3

Équation des gaz parfait

Un gaz parfait est constitué de molécules possédant une masse mais n’ayant ni volume ni attraction mutuelle. Tient compte des 4 variables qui influent sur les

caractéristiques physiques des gaz : pression (p),

température (T), volume (V) et nombre de particules (n).

ATTENTION : volume molaire = 22,7L lorsque la pression est 100kPa et la température 273K.

Conversion de température : 0C + 273 = K

Conversion de pression : 101,3kPa = 1 atm = 760 mm de Hg = 760 torrs

Exemple : L’hexafluorure de soufre est un gaz incolore, inodore et

très stable. Calculez la pression (en atmosphère) exercée par 1,82

mole de ce gaz dans un contenant en acier d’un volume de 5,43L à

69,5oC.

pV = nRT où R= 8,31 dm3 x kPa/mol x K

8,31 m3 x Pa/mol x K

8,31 J/mol x K

4

2.1.3 Réactif limitant

Dans une réaction chimique, un réactif limitant est une

substance entièrement utilisée. Celui-ci limite la quantité de

produits obtenus, c’est-à-dire qu’il détermine la quantité maximale

de produits formés.

Les réactifs dont il reste une partie après une réaction

portent le nom de réactif en excès.

Exemples :

a) Déterminer la masse molaire de CO2 formée par la combustion de

10g de carbone avec 20dm3 d’oxygène à la pression standard et à 273K?

Volume molaire

22,7L p=100kPa T=273K

22,4L p=101,3kPa T=273K

5

b) Déterminer la masse d’oxyde de fer III formée par la réaction de 5,6g

de fer avec 0,5mol O2.

Faire les exercices 19 à 21 p.275-276 La chimie une approche moderne

+

20 p.50

6

2.1.4 Pourcentage de rendement

La quantité calculée d’un produit est appelée rendement théorique de la réaction. La quantité mesurée du produit résultant de la réaction chimique est appelée rendement réelle de la réaction. Celui-ci possède généralement une valeur inférieure au rendement théorique.

Exemples : a) Calculer le rendement théorique du sulfure de zinc, en grammes, fourni

par la réaction de 0,488g de zinc avec 0,503g de soufre.

8 Zn + S8 8 ZnS

ii) Si le rendement réel de la réaction est de 0,606g de ZnS, quel est le

pourcentage de rendement?

Pourcentage de rendement = rendement réel x 100%

rendement théorique

7

b) Une étudiante prépare du bicarbonate d’ammonium au moyen de la

réaction

NH3 + CO2 + H2O NH4HCO3

Elle utilise 14,8g de NH3 et 41,3g de CO2 en présence d’un excès d’eau.

Quel est le rendement réel en bicarbonate d’ammonium si le pourcentage de

rendement pour cette réaction est de 74,7%?

Faire les exercices 40 et 41 p.53 La chimie une approche moderne

8

2.2 Équations thermochimiques et transformations physiques

2.2.1 Réactions thermodynamiques

L’étude de l’énergie et des transferts d’énergie s’appelle la thermodynamique. Système vs milieu extérieur

Voir figure 5.1 p.221

Habituellement, dans une réaction chimique, le système est

composé des réactifs et des produits. Le milieu extérieur

comprend tout le reste de l’univers.

Variation d’énergie

Toute variation d’énergie dans le système s’accompagne d’une

variation d’énergie égale et opposée dans le milieu extérieur.

(L’énergie est ni créée ni détruite.)

Faire lecture Module 3 à partir p.218

E système = - E milieu extérieur

Faire quelques démonstrations sur les réactions

endothermiques et exothermiques.

9

Chaleur vs température

Chaleur

transfert d’énergie thermique

Q

s’exprime en joule (J)

Température

mesure de l’énergie cinétique moyenne des

particules d’une substance ou d’un système

T

s’exprime en K ou en 0C

Pourquoi y a-t-il des réactions chimiques?

Il existe des réactions chimiques à cause de 2 tendances

naturelles :

tendance vers l’énergie la plus faible possible (ex : balle qui roule

en bas d’une butte finira par arrêter)

tendance vers le désordre maximum (ex : chambre à coucher d’un ado.)

* il existe des exceptions à ces règles, mais elles sont rares…

K = 0C + 273,15

10

Équations thermochimiques

Une équation thermochimique est une équation chimique

incluant les données thermiques d’une réaction.

Ex : H2O(s) + Q H2O(l) réaction endothermique

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) + Q réaction exothermique

2 CuI(s) + H2S(aq) Cu2S(s) + 2 HI(g) + 98 kJ réaction

exothermique

NH3 ½ N2 + 3/2 H2 H = + 11 kJ/mole réaction

endothermique

Enthalpie, réactions endothermique et exothermique

L’enthalpie, symbolisée par H, est l’énergie interne

(calorifique) totale d’une substance. Toute réaction chimique

implique un facteur d’énergie (i.e. réactions endothermiques vs

réactions exothermiques).

i) réaction endothermique le contenu énergétique

des produits est supérieur à celui des réactifs de

départ.

11

ii) réaction exothermique le contenu énergétique des

produits est inférieur à celui des réactifs de départ.

(réaction chimique + stable)

*** Pour un élément, à pression standard et à 250C, l’enthalpie est

considérée arbitrairement comme nulle.

Il est donc difficile de travailler avec les enthalpies de

diverses substances, mais on peut plutôt facilement calculer les

variations d’enthalpies (H) se produisant lors de la réaction.

La variation d’enthalpie est la différence d’énergie entre la

somme d’énergie des produits et celle des réactifs à l’intérieur

d’une réaction chimique.

si Hr 0 réaction endo.

si Hr 0 réaction exo.

Dans les réactions chimiques, les variations de l’enthalpie

résultent de la rupture et de la formation des liaisons chimiques

Hr = Hf (produits) - HF (réactifs)

12

entre les composés. Les liaisons chimiques sont des sources

d’énergie emmagasinée. La rupture d’une liaison est un processus

nécessitant de l’énergie tandis que la création d’une liaison est un

processus dégageant de l’énergie.

Il existe différents types d’enthalpie :

enthalpie de formation (Hf) résulte de la

production d’une mole de composé à partir d’éléments

libres dans leur état standard (Voir tableau 5.3 p.250)

enthalpie de réaction (Hr) variation d’enthalpie

survenue pendant la réaction chimique

H0 pression standard

298 température de 298K

Si la réaction a pour résultat une absorption nette d’énergie,

on parle d’un réaction endothermique (Hr 0).

Si la réaction a pour résultat un dégagement nette d’énergie,

on parle d’une réaction exothermique (Hr 0).

Voir tableau E.8 p.597

Enthalpies molaires

standards de formation

13

Exemple : Calculer le Hr pour la réaction suivante :

2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g)

Faire les exercices 17 à 20 p.251 (équations thermochimiques)

Faire les exercices 6 et 7 p.287 La chimie une approche moderne (Hr)

Faire les exercices 23 et 24 p.254 (Hr) Chimie 12

14

Loi de l’additivité des chaleurs ou loi de Hess

Variation d’enthalpie d’un processus physique ou chimique ne

dépend que des conditions initiales (réactifs) et des

conditions finales (produits)

Variation d’enthalpie est indépendante du cheminement du

processus et du nombre d’étapes intermédiaires dans le

processus.

C’est la somme des variations d’enthalpie de toutes les

étapes individuelles (réactions partielles) qui compose la

réaction globale.

Exemples :

Réaction globale A C

Réactions partielles A B Hr (1) = Hf B - Hf A

B C Hr (2) = Hf C - Hf B

Réaction globale 2 CO + O2 2 CO2 H = ?

Réaction partielle C + O2 CO2 Hf = -393,5 kJ

2 CO CO2 + C Hf = -172,5 kJ

Faire l’exemple de la combustion de l’éthane #45 p.297 La chimie une approche…

15

1ère loi de la thermodynamique: Le principe de la conservation de l’énergie

2e loi de la thermodynamique : L’entropie totale de l’univers est en progression

constante. C’est-à-dire que le désordre augmente continuellement

Entropie

L’entropie S, est la tendance d’un système à adopter un

caractère aléatoire ou désordonné.

Propriété thermodynamique

On peut la mesurer.

On peut s’en servir pour décrire des variations d’énergie

qualitatives.

Entropie d’une substance pure dépend de son état (s, l ou g).

Entropie d’un système augmente (devient + désordonné)

lorsque la température augmente parce que le mouvement des

particules devient plus chaotique lorsque la température

s’élève.

Entropie ne se conserve

pas. Elle augmente. Tout

changement spontané met

en jeu une augmentation

de la quantité totale

d’entropie.

16

La fonction de Gibbs (énergie libre)

Énergie libre de Gibbs (G)

Le terme énergie libre signifie énergie disponible

C’est une mesure du travail utile qu’on obtenir d’une

réaction. Cette énergie peut se convertir en une autre

forme (ex : énergie mécanique, électrique) et le reste de

l’énergie pénètre dans l’environnement sous forme de

chaleur ( entropie du milieu).

L’enthalpie (H), l’entropie (S) et la température (T) ont

toutes un lien l’énergie libre

La variation de l’énergie libre d’un système, à une

température constante est donnée par l’équation

G = H - TS

Si G est négatif la réaction de base est spontanée.

Si G est égale à 0 la réaction est à l’équilibre.

Si G est positif la réaction inverse est spontanée,

mais non la réaction directe.

17

Chaleur massique et calorimétrie

La chaleur massique (c) est la quantité d’énergie nécessaire

pour élever de 10C (ou 1K) la température d’un gramme d’une

substance.

Les unités pour la chaleur massique sont J/g * 0C

Voir tableau 5.2 (chaleur massique) p.234

Pour calculer la variation thermique d’une substance en

fonction de la masse de cette substance, on peut utiliser l’équation

suivante : où Q est la chaleur (J)

m est la masse (g)

T = Tf - Ti (K)

Q = mcT

Faire les exercices 5 à 8 p.235

18

2.2.2 Transformations physiques

Changement de phases de la matière

GAZ sublimation vaporisation

condensation

cristallisation ou

liquéfaction

solidification

SOLIDE LIQUIDE fusion

* changement exothermique (dégage de la chaleur)

* changement endothermique (absorbe de la chaleur)

Voir la courbe de réchauffement p.227

19

Variation d’énergie des processus physiques et chimiques

Il existe un ensemble de variations d’énergie diversifiées. La

sorte d’échanges thermiques dépend du type de réaction chimique.

Chaleur molaire de fusion la chaleur nécessaire à la fusion

d’une mole d’un solide

Chaleur molaire de vaporisation la chaleur nécessaire à la

vaporisation d’une mole de

liquide

Chaleur molaire de formation la chaleur accompagnant une

réaction de synthèse.

Chaleur molaire de combusion la chaleur accompagnant une

réaction où une mole de

substance se combine avec

l’oxygène.

20

2.3 Cinétique chimique

2.3.1 La vitesse des réactions chimiques

La vitesse d’une réaction est la vitesse de disparition d’un

réactif ou la vitesse d’apparition d’un produit. C’est-à-dire le

changement dans la quantité (concentration) de réactifs ou de

produits en fonction du temps.

La vitesse d’une réaction est exprimée en mol/dm3 s s’il

s’agit d’un soluté et en Pa/s s’il s’agit d’un gaz.

Par convention, les vitesses de réaction sont toujours

positives. Toutefois, les vitesses de réaction ne sont

généralement pas constantes. Elles changent avec le temps. (Au

début de la réaction, la vitesse est plus grande parce qu’il y a plus

de réactifs. Vers la fin de la réaction, la vitesse de réaction

diminue parce qu’il y a moins de réactifs et la réaction globale

diminue.)

La vitesse moyenne d’une réaction est le changement moyen

en concentration d’un réactif ou d’un produit par unité de temps

21

pour un intervalle de temps donné. Celle-ci donne une idée

générale de la rapidité à laquelle se déroule une réaction.

La vitesse instantanée d’une réaction est la vitesse de la

réaction à un temps particulier.

Les facteurs qui influent sur la vitesse de réaction (voir résumé p.276)

1) Une augmentation de la température des réactifs

L’énergie cinétique augmente (molécules bougent + rapidement)

Le nombre de collisions entre les molécules augmentent

ainsi que l’énergie de ses collisions (+ de complexes

activés de produits)

22

2) Une augmentation de la quantité (concentration) des

réactifs

+ de réactifs, + de collisions, + la vitesse de réaction

3) L’ajout d’un catalyseur

Le catalyseur est une substance qui augmente la vitesse de

réaction sans changer la quantité de produits formés.

4) Une augmentation de la surface de contact

Ex : La vitesse de réaction est + lorsque le réactif est en

poudre que lorsqu’il est en cube

5) La nature des réactifs

Les réactifs qui nécessitent des réarrangements de liaisons

ou des transferts d’électrons prennent généralement plus

de temps que les autres. (Ex : la réaction entre 2 ions se

fait + rapidement qu’entre 2 composés)

23

Loi de vitesse d’un réaction

À une température donnée, la vitesse d’une réaction est

directement proportionnelle aux concentrations molaires

volumiques (mol/dm3) des réactifs.

La concentration de chaque réactif est élevée à une

puissance qui est égale au nombre de moles participant à

la réaction (équation équilibrée).

Exemple :

3A + 4B 2AB où A et B sont les réactifs

vAB = k A m Bn

Faire la feuille d’exercices 2.3

24

La détermination de la constante de vitesse

La constante k, constante de vitesse, dépend de la réaction

et de la température. À une température donnée, elle prend une

seule valeur pour chaque réaction.

(Voir exemple à la page 346 La chimie une approche moderne.)

Faire les exercices 5 à 8 p.284

25

2.3.2 La théorie des collisions

La théorie des collisions stipule que, pour qu’une réaction se

produise, les particules de réactifs (atomes, molécules ou ions)

doivent entrer en collisions les unes avec les autres.

Si une collision est nécessaire pour qu’une réaction se

produise, il est alors logique que la vitesse de réaction augmente

s’il y a davantage de collisions par unité de temps. En d’autres

mots, plus la concentration de réactifs est élevée, plus le nombre

de collisions entre les réactifs augmente et plus la réaction

chimique se fait rapidement. (figure 6.7 p.289)

2.3.3 La théorie de l’état de transition

D’après la théorie des collisions, une collision entre les

réactifs est nécessaire pour qu’une réaction se produise. Pourquoi

chaque collision n’aboutit-elle pas à la formation d’un nouveau

produit?

26

Énergie d’activation

L’énergie d’activation est l’énergie de collision minimale

requise pour obtenir la formation des produits. Les réactifs

doivent entrer en collision avec une énergie suffisante (énergie

d’activation) pour rompre les liaisons dans les réactifs et pour

commencer à former des liaisons dans les produits.

Profil énergétique de réactions endothermique et exothermique

Voir le profil énergétique des réactions endothermique et exothermique fig. 6.12 et 6.13 p.292

Identifier : Complexe activé (étape intermédiaire, produit instable, transforme

spontanément en produits + stables)

État de transition (fait la transition entre les réactifs et les produits)

+

27

2.3.4 Le mécanisme réactionnel et le catalyseur

L’ensemble des réactions en chaîne conduisant à la formation

du produit final porte le nom de mécanisme réactionnel. Chaque

étape (réaction chimique) du mécanisme réactionnel s’appelle une

réaction élémentaire.

Exemple :

La formation du dioxyde d’azote 2NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

est le résultat de deux réactions élémentaires qui se sont

produites l’une après l’autre.

Réaction globale 2NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

Réactions élémentaires NO(g) + O2(g) NO3(g)

NO3(g) + NO(g) 2 NO2(g)

intermédiaire de réaction

La vitesse de réaction globale dépend du rythme de la

formation du complexe activé le plus lent des réactions

élémentaires.

28

Le catalyseur

Le catalyseur est une substance qu’on ajoute à une réaction

chimique pour augmenter la vitesse de réaction. Le catalyseur ne

réagit pas chimiquement avec les réactifs et n’influencent pas la

quantité de produits formés.

Le catalyseur permet de diminuer l’énergie d’activation ce qui

permet à la réaction chimique de commencer à produire des

produits plus rapidement. (Voir figure 6.18 p.302 et figure 6.21

p.304)

Faire la feuille d’exercices avec le mécanisme réactionnel