Chapitre 6 Les proportions chimiques dans les composés 1

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.
3.
Trouvons le rapport le plus simple entre les
deux en divisant par la plus petite quantité.
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.
Ex: Calcule la formule empirique d’un composé constitué
de 69,9% de Fe et 30,1% de O.
Solution:
Divise par 1,25
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
Faire p.209 #9 à 12 et p.211 #13 à 16
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:
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
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:
1,00 mol Na
3,99 mol C
Divise par 0,953 =
2,0 mol H
2,00 mol O
Nous avons donc un rapport de 1mol Na : 4 mol C : 2 mol H : 2 mol . La formule
empirique est donc :
NaC4H2O2.
(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
Divise par 0,159
1 mol Ba(OH)2
7,96 mol H2O
Nous avons donc un rapport de :
1 Ba(OH)2 :8 H2O
Donc, la formule moléculaire est :
Ba(OH)2.8 H2O