Chapitre 6 Les proportions chimiques dans les composéscsapstaff.ednet.ns.ca/rclaude/chimie...
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Chapitre 6 Les proportions chimiques dans les composés
1. Pourcentage de composition
*Pourcentage retrouvé de chaque élément dans un composé.
Loi des proportions définies:
Dans un composé chimique, les éléments qui le composent sont toujours présents dans un même rapport de masse.
On peut calculer le pourcentage de composition de deux manières:
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a) d’après des données de masse
ex: Un composé d’une masse de 87,83g contient 55,23g de calcium et 32,60g de soufre. Quel est son pourcentage de composition?
Il faut trouver le pourcentage de chaque élément dans le composé.
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b) d’après une formule chimique ex: Calcule le pourcentage massique de
carbone, d’hydrogène et d’oxygène dans le saccharose C12H22O11.
Masse molaire du C12H22O11 = 12 mol C x 12,01 g/mol C = 144,12g C 22 mol H x 1,01 g/mol H = 22,22g H 11 mol O x 16,00 g/mol O = 176,00gO 342,34g
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Faire les exercices 2 et 4 p.201 et 6 et 8 p. 204.
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2. Formule empirique d’un composé
Formule empirique: Formule la plus simple d’un composé chimique.
Ex: Al2O3 , CO
Formule moléculaire: Formule qui nous donne le nombre d’atomes de chaque élément dans le composé.
Ex: C6H6 = formule moléculaire
CH = formule empirique
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3. Calculs de la formule empirique
ex: Calcule la formule empirique d’un composé constitué de 92,3% de C et 7,7% de H.
Solution:
1. Supposons que l’on a 100g de ce composé, on aura donc 92,3 g de C et 7,7g de H.
2. Trouvons le nombre de moles de chaque élément.
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On divise par 7,62
On aura donc 1,01 mol de C et 1,00 mol de H. Le rapport est donc 1:1 et la formule empirique est CH.
3. Trouvons le rapport le plus simple entre les deux en divisant par la plus petite quantité.
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Ex: Calcule la formule empirique d’un composé constitué de 69,9% de Fe et 30,1% de O.
Solution:
On obtient donc 1,00 mol de Fe et 1,50 mol de O. On doit donc multiplier les deux quantités par 2 afin d’obtenir un nombre entier. 1,00 mol x 2 = 2,00 mol de Fe et 1,50 mol x 2 = 3,00 mol de O. La formule empirique est donc Fe2O3
Divise par 1,25
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Faire p.209 #9 à 12 et p.211 #13 à 16
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Exemple: Le ribose a comme formule empirique CH2O et sa masse molaire est de 150,0 g/mole. Quelle est sa formule moléculaire?
Solution:
(CH2O)x= 150,0 g
[12,01 g + 2(1,01g) + 16,00]x = 150
30,03 x = 150 donc x = 5
formule moléculaire =C5H10O5
4. Calculs de la formule moléculaire d’un composé Formule moléculaire: Formule qui nous donne le nombre d’atomes de chaque élément dans le composé.
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Exemple: L’analyse d’un composé démontre qu’il est constitué de 21,9% de Na, 45,7% de C, 1,9% de H et 30,5% de O. Quelle est la formule moléculaire de ce composé si sa masse moléculaire est de 210g? Solution: On peut supposer que l’on a 21,9 g de Na, 45,7g de C, 1,9g de H et 30,5 g de O. Méthode 1: Nous avons donc un rapport de 1mol Na : 4 mol C : 2 mol H : 2 mol . La formule empirique est donc :
NaC4H2O2.
Divise par 0,953 =
1,00 mol Na 3,99 mol C 2,0 mol H 2,00 mol O
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(NaC4H2O2)x = 210 g
[22,99 g + 4(12,01g) + 2(1,01g) +2(16,00g)]x = 210 g
105,05 x = 210 g
x = 2
Donc la formule moléculaire est donc :
Na2C8H4O4
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Méthode 2:
À partir du nombre de mole de chaque élément, on peut déterminer la formule moléculaire du composé.
La formule moléculaire est donc
Na2C8H4O4
Exercices #17 à 20 p.218
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5. Calcul de la formule d’un hydrate
Dans un composé hydraté, il y a de l’eau.
Lorsque cette eau s’évapore, nous avons un
composé sec (anhydre). On peut alors calculer
la formule du composé hydraté avec ces
informations.
Ex: BaCl2.H2O
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Exemple:
Un composé d’hydroxyde de baryum hydraté a
une masse de 50,0g. Lorsque vous faites
évaporer l’eau, le composé anhydre a une masse
de 27,2 g. Quelle est la formule moléculaire de
ce composé?
Solution:
Masse du Ba(OH)2= 27,2g
Masse de l’eau = 22,8g
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Nous avons donc un rapport de :
1 Ba(OH)2 :8 H2O
Donc, la formule moléculaire est :
Ba(OH)2.8 H2O
Divise par 0,159 1 mol Ba(OH)2
7,96 mol H2O