ÉQUATIONS CHIMIQUES BALANCÉES La conservation de la matière stipule que « la matière ne peut être ni créée ni détruite, elle change simplement de forme ». Si c’est le cas, nous devons tenir compte de tous les atomes dans une réaction chimique. Nous ne pouvons pas changer la façon dont les composés sont assemblés, mais nous pouvons ajuster le nombre de composés qui sont fabriqués. Par exemple : Le magnésium réagit avec l’oxygène pour former de l’oxyde de magnésium. L’oxygène étant une molécule diatomique, nous ne pouvons les obtenir que par groupes de deux atomes. Nous savons que la formule de l’oxyde de magnésium est MgO(s). La réaction telle que nous la connaissons jusqu’à présent est la suivante : Mg(s) + O2 (g) —> MgO (s) Que devient l’autre oxygène ? Il faut en tenir compte ! Lorsque les molécules d’oxygène se séparent pour réagir avec l’atome de magnésium, l’oxygène libre est libre de se lier à un autre magnésium. En d’autres termes, nous avons maintenant utilisé deux atomes de magnésium et créé deux unités d’oxyde de magnésium. Nous le montrons en plaçant des chiffres devant la molécule. 2 Mg(s) + O2 (g) —> 2 MgO (s) Ceci est une équation équilibrée. Elle peut être lue comme suit : Deux atomes de magnésium réagissent avec 1 molécule d’oxygène pour former deux unités d’oxyde de magnésium.
Le but est de s’assurer que le même nombre d’atomes apparaît de chaque côté de l’équation ! Regarde la feuille de travail de la page 1. Comptez les atomes pour voir si ces équations sont équilibrées. Pour équilibrer une équation, vous pouvez commencer par n’importe quel atome, mais vous trouverez peut-être utile de commencer par celui qui est présent en plus grand nombre. Exemple : Le soufre réagit avec le lithium pour former du sulfure de lithium. S8 (s) + Li (s) —> Li2S (s) Commencez par les atomes de soufre. 8 du côté du réactif signifie que nous avons besoin de 8 du côté du produit. Nous devons placer un 8 devant le Li2S(s). Cela change le nombre d’atomes de lithium de sorte que nous avons maintenant 16 atomes du côté du produit. Nous devons donc en avoir 16 du côté du réactif. L’équation devient : S 8 (s) + 16 Li (s) —> 8 Li2S (s) Essayez ceci. 1. Le sodium réagit avec le chlore gazeux pour former du chlorure de sodium. ___Na(s) + ___ Cl2 (g) —> ___ NaCl(s) Equation équilibrée : 2 Na (s) + Cl2 (g) —> 2 NaCl (s)
2. Le baryum réagit avec le phosphore pour produire du phosphure de baryum. ___Ba (s) + ___ P4 (s) —> ___ Ba3P2 (s) Equation équilibrée : 6 Ba (s) + P4 (s) —> 2 Ba3P2 (s)
Réactions de formation ou de composition simple Les réactions de formation sont des réactions où deux éléments se combinent pour former un composé. élément + élément = composé Équation du mot:
sodium + chlore ———> chlorure de sodium
Équation du squelette : Na(s) + Cl(g) ———> NaCl(s)
Réactions de décomposition Les réactions de décomposition sont l’inverse des réactions de formation. composé AB —> élément A + élément B ex. __C6H12O 6 (s) —> _ C (s) + _ H2 (g) + _ O2 (g)
Réactions de remplacement simple Jusqu’à présent, nous avons traité des réactions de formation et de décomposition. Les éléments réagissent pour former des composés ou les composés réagissent pour former des éléments. Très peu de réactions sont de ce type. Les réactions qui impliquent un élément et un composé peuvent être beaucoup plus intéressantes. Ces réactions sont appelées réactions de remplacement simple car l’un des éléments du composé est remplacé par un autre élément. Exemple : le cuivre réagit avec une solution de nitrate d’argent pour former une solution de nitrate d’argent et de cuivre (II). Cu(s) + AgNO3 (aq) —> Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) Vous pouvez équilibrer ces équations de la même manière que pour les réactions de formation, c’est-à-dire en comptant le nombre d’atomes de chaque type de chaque côté de l’équation. Il est cependant plus facile de traiter l’ion nitrate comme un atome unique. Cela signifie que vous comptez Ag, Cu et NO3ʼs. L’équation équilibrée est donc : Cu (s)+2 AgNO3 (aq) —> 2 Ag (s) +Cu(NO3)2 (aq) Exemples : 1. Le calcium métallique réagit avec une solution de carbonate de sodium sodium métallique.
pour produire du carbonate de calcium solide et
2. L’azote gazeux réagit avec une solution de phophure d’ammonium pour produire une solution de nitrure d’ammonium et de phosphore solide.
Réactions de double remplacement Ces réactions sont similaires aux réactions de simple remplacement. La seule différence est que le métal et le non-métal seront tous deux remplacés dans cette réaction entre deux composés. Exemple : Des comprimés d’hydroxyde de magnésium sont utilisés pour neutraliser l’acide gastrique (HCl). Cela produit de l’eau et une solution de chlorure de magnésium. _Mg(OH)2 (s) +_HCl (aq)—>_HOH (l) + _MgCl2 (aq) Le Mg(OH)2 a 2 ions OH alors que le HOH n’a qu’un seul ion OH. Nous devons avoir 2 OH de chaque côté, donc nous mettons un 2 devant HOH pour équilibrer les OHʼ. Cela change les ions H dans HOH en 2. Nous avons besoin de 2 Hʼs du côté gauche également. Mettez un 2 devant le HCl. Cela nous donne 2 Cl et MgCl2 en a 2 donc ça s’équilibre. Les Mgʼs aussi sont équilibrés donc nous avons terminé.
Exemple : Une solution d’arséniure de sodium est mélangée à une solution de chlorure de calcium pour produire une solution de chlorure de sodium et un solide d’arséniure de calcium. _Na3As (aq)+_CaCl2 (aq)–>_NaCl (aq) +_Ca3As2 (s) Vous pouvez commencer par n’importe quel élément ou ion complexe que vous voulez, cependant il peut être plus facile de commencer par le plus grand nombre. Dans cet exemple, nous pouvons commencer par le calcium ou le sodium, car tous deux ont 3 d’un côté de l’équation. Commençons par le sodium puisqu’il est le premier. Na3As (aq) contient 3 Na. Nous devons donc avoir 3 de l’autre côté de l’équation et nous mettons un 3 devant le NaCl (rappelez-vous que nous ne pouvons pas changer la formule chimique, mais seulement le nombre d’unités de formule). Cela signifie que nous devrons avoir 3 ions chlorure de l’autre côté de l’équation. Comme les ions chlorure ne sont présents que par groupes de 2 dans le CaCl2, nous devons trouver un moyen d’obtenir des ions chlorure égaux de chaque côté. Nous avons besoin de quelque chose dans lequel 2 et 3 peuvent s’insérer. Le plus petit nombre qui satisfait à cette exigence est 6. Mettez un 3 devant le CaCl2 pour obtenir 6 ions Cl. Cela signifie que nous devons mettre un 6 devant le NaCl. Cela change le nombre de Naʼs en 6. Pour équilibrer le côté gauche, nous devons mettre un 2 devant les Na3As. Nous avons maintenant 6 Na de chaque côté et 6 Cl. Vérifiez les ions restants. « Autre » type de réaction Lorsque vous avez un ion polyatomique qui se sépare, ou lorsque vous avez plus de produits que de réactifs dans une réaction, il est classé comme « autre ». Avec les types de réaction « autres », les atomes d’hydrogène sont avant-derniers, puis les atomes d’oxygène. Pourquoi ? Les atomes d’hydrogène et d’oxygène ont tendance à s’équilibrer lorsque les autres atomes sont équilibrés. Ex. __Al (s) + __ NH4ClO4 (s) –> __Al2O 3 (s) + __AlCl3 (s) + __NO (g) + __HOH(l)
Précipité- un solide formé à partir d’une solution dans une réaction. Si un composé a une phase aqueuse du côté du réactif et devient ensuite solide du côté du produit, c’est un précipité Ex. _NH4Br (aq) + __Hg3N (aq) –>__ (NH4)3N (aq) + __HgBr (s) Identifiez le précipité dans la réaction ci-dessus ? Réactions de combustion des hydrocarbures Lorsque des hydrocarbures tels que l’essence, le méthane, le propane et le saccharose sont brûlés (combustion), ils produisent toujours de l’énergie ainsi que du dioxyde de carbone et de la vapeur d’eau. L’acte de combustion n’est en fait qu’une réaction rapide avec l’oxygène. Les équations sont simplement le composé à brûler plus l’oxygène pour produire du gaz carbonique et de la vapeur d’eau. Pour équilibrer les réactions de ce type, il est plus facile de commencer par les atomes de carbone, puis de passer aux atomes d’hydrogène et de terminer par les atomes d’oxygène. Exemple : Du méthane est brûlé. CH4 (g) + _O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Équilibrez en commençant par les atomes de carbone. Un de chaque côté, donc aucun changement n’est nécessaire. Il y a 4 atomes d’hydrogène sur le côté gauche et seulement 2 sur le côté droit. Il faut 2 molécules d’eau pour obtenir 4 atomes d’hydrogène. Ensuite, comptez les atomes d’oxygène sur le côté droit. Nous en avons 2 dans le CO2 et 2 dans le 2H2O. Cela fait 4 en tout. Pour obtenir 4 de l’autre côté, nous avons besoin de 2 O2. CH4 (g) + 2 O2 (g) —> CO2 (g) + 2 H2O (g) Parfois, il est nécessaire d’ajuster le nombre de notre composé de départ. Exemple : L’octane est brûlé. C8H18 (l) +_O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Commencez comme précédemment avec le carbone et passez à l’hydrogène. Nous obtenons ce qui suit : _ C8H18 (l) +_O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) Comptez ensuite l’oxygène. 16 dans 8 CO2 et 9 dans 9 H2O. Cela fait 25. Puisque l’oxygène n’existe qu’en paquets de 2 (O2), nous ne pouvons pas obtenir 25 ! Nous avons besoin de plus d’oxygène sur le côté gauche. Si nous doublons tout, nous aurons 50 d’oxygène sur le côté droit. C’est divisible par 2. Nous obtenons donc : 2 C8H18 (l) + 25 O2 (g)–> 16 CO2 (g) +18 H2O (g)
Endothermique & Réactions exothermiques Toutes les réactions contiennent de l’énergie, mais la plupart du temps, nous ne l’écrivons pas dans l’équation. Tu as vu des réactions où l’énergie est écrite dans l’équation. Ex. La réaction de la photosynthèse. Énergie solaire+6CO2(g)+6H2O(l)–>6O2(g)+C6H12O6(s) La plupart des réactions nécessitent de l’énergie pour faire réagir les réactifs. Un apport d’énergie. Lorsque l’énergie absorbée (pour démarrer la réaction) est supérieure à l’énergie dégagée par la réaction, on dit qu’il s’agit d’une réaction endothermique (par exemple, la réaction de photosynthèse). L’énergie est inscrite du côté du réactif dans une réaction endothermique. L’énergie est inscrite du côté du produit dans les réactions exothermiques. *Note- la plupart du temps, l’énergie dans les réactions sont sous forme de chaleur, mais pas toujours.
Preuves des réactions chimiques Quatre éléments prouvent qu’une réaction chimique a eu lieu : 1. Le changement de température 2. Changement de couleur 3. Gaz dégagé 4. Formation d’un précipité Une réaction chimique peut en avoir plus d’un.
La mole La mole est une unité représentant un certain nombre de choses. C’est un peu la même chose qu’une douzaine ou un brut, mais au lieu d’être 12 ou 144 choses, une mole est 6,02 x 1023 choses. On l’appelle parfois le nombre d’Avogadro et il est défini comme le nombre d’atomes dans exactement 12 grammes de carbone 12. Utilisation de la mole Toutes les masses atomiques sont comparées au carbone 12. Le numéro de masse atomique indiqué sur ton tableau périodique est donné au centième de gramme près. Exemple : Une mole d’atomes de chlore a une masse de 35,45 g/mol. Remarque : le symbole de la mole est mol. Il ne s’agit pas d’une abréviation. Trouvez : Oxygène, Calcium et Fer.
Masse molaire des molécules Le plus souvent, on s’intéresse à une mole de molécules. C’est-à-dire 6,02 x 1023 molécules comme l’eau, HOH. Une molécule d’eau contient 2 atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène. Cela signifie qu’une mole de molécules d’eau contient 2 moles d’atomes d’hydrogène et une mole d’atomes d’oxygène. La masse d’une mole d’eau est donc la somme de 2 moles d’atomes d’hydrogène et d’une mole d’atomes d’oxygène. 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 O= 1 mol x 16,00 g/mol = 16,00 g/mol 1 HOH
= 18,02 g/mol
Exemple : Calculez la masse molaire du sulfate d’hydrogène gazeux. La formule est H2S O4 (g) 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 S = 1 mol x 32,06g/mol = 32,06 g/mol 4 O = 4 mol x 16,00 g/mol = 64,00 g/mol 1 mole de H2S O4 (g) = 98.08 g/mol Essayez : chlorure de calcium : hydroxyde de fer (III) : pentachlorure de phosphore
Conversion de la masse en moles Le nombre de moles (n) présentes dans une masse donnée (m) est égal à la masse donnée divisée par la masse molaire (M).
m n= M Exemple 1 : Combien de moles de chlorure de sodium sont présentes dans 100 g ? Étape 1 : Calculez la masse molaire du chlorure de sodium. M NaCl = 58,44 g/mol Étape 2:
Calculez le nombre de moles.
m n= M = 100 g 58,44 g/mol = 1,71 mol N’oubliez pas vos chiffres significatifs!!!!!
Exemple 2 : Combien de moles sont présentes dans 25 g de nitrate d’aluminium ? Réponse = 0,12 mol Calculs de la masse en moles Pour calculer la masse présente dans un nombre donné de moles, nous devons réarranger notre formule comme suit. m= nM Exemple : Quelle masse est présente dans 3,50 mol de carbonate de calcium ? Étape 1 : Calculez la masse molaire du carbonate de calcium. M CaCO3 = 100,09 g/mol Étape 2 : Calculez la masse. m = nM = 3,50 mol x 100,09 g/mol = 350 g Exemple 2 : Calculez la masse de 0,056 mol de sulfure d’ammonium. Réponse = 3,8 g
