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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:

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.

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

Faire les exercices 2 et 4 p.201 et 6 et 8 p. 204.

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

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.

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.

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

Faire p.209 #9 à 12 et p.211 #13 à 16

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.

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

(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

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

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

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

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