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Vidéo de la leçon : Masses dans les réactions chimiques Chimie

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à appliquer ce que nous savons des équations chimiques équilibrées pour calculer les masses de réactifs et de produits en utilisant les rapports, les quantités molaires et les masses molaires.

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Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à appliquer ce que nous savons des équations chimiques équilibrées pour calculer les masses de réactifs et de produits en utilisant les rapports, les quantités molaires et les masses molaires. Bon, avant d’entrer dans le vif du sujet, prenons un moment pour revoir ce que nous savons des équations chimiques.

Une équation chimique, c’est un peu comme une recette qu’on pourrait suivre pour faire des muffins. Qu’on suive une recette ou une équation chimique, on combine des quantités spécifiques de matières premières pour créer quelque chose de nouveau. Quand on suit une recette, on mélange des quantités spécifiques d’ingrédients comme la farine, le sucre et les œufs. Mais quand on suit une équation chimique équilibrée, on mélange des quantités spécifiques de composés chimiques, qu’on appelle les réactifs. Et les réactifs se combinent chimiquement pour former les produits.

Quand on suit une équation chimique, elle doit spécifiquement être une équation chimique équilibrée. Ça veut dire que l’équation chimique suit la loi de conservation de la masse, parfois appelée historiquement principe d’indestructibilité de la matière. La loi de conservation de la masse stipule que, dans un système fermé, la masse est constante. Un système fermé est quelque chose qui empêche la matière de s’échapper, comme un récipient scellé.

La loi de conservation de la masse a été démontrée par le scientifique français Antoine Lavoisier à la fin des années 1700. Lavoisier faisait des recherches sur un type de réaction où un métal, tel que le mercure, était chauffé pour former une nouvelle substance, qu’il appelait chaux métallique. Le chauffage du mercure, par exemple, formait une poudre rouge, appelée chaux de mercure. Toutes ces réactions avaient la curieuse propriété que la masse de chaux formée était supérieure à la masse initiale du métal avec lequel l’expérience était démarrée.

Mais quand Lavoisier a effectué la réaction dans un pot scellé, faisant du système un système fermé, la masse du système est restée constante. Il s’est avéré que les métaux réagissaient avec l’oxygène de l’air pour former des oxydes métalliques. Et en considérant la masse du métal plus la masse de l’oxygène avec laquelle il réagissait, la masse totale était en fait conservée.

Comme nous pouvons le voir en regardant l’équation chimique équilibrée pour cette réaction, la loi de conservation de la masse reflète le fait qu’on a la même quantité et le même type d’atomes du côté des réactifs et du côté des produits. Dans les réactions chimiques, les atomes qui composent les réactifs se recombinent simplement pour former de nouvelles substances. Ça veut dire que dans les équations chimiques, les nombres qui sont devant les espèces chimiques, appelés les coefficients stoechiométriques, reflètent la quantité, en moles, de chaque substance participant à la réaction.

Donc, sachant que ces coefficients stoechiométriques reflètent la quantité de substance en moles qui participe à la réaction, on peut calculer la masse totale des produits et la masse totale des réactifs pour cette réaction et voir par nous-mêmes que la loi de conservation de la masse est en fait valable pour cette réaction.

Juste une petite remarque, la conservation de la masse n’est pas valable pour tous les processus. Dans les réactions nucléaires, par exemple, la masse peut être convertie en énergie et vice versa, comme le montre la célèbre équation d’Einstein 𝐸 égal 𝑚𝑐 au carré. Cependant, pour ces types de processus, si nous considérons l’énergie et la masse comme un ensemble, cet ensemble est bien constant. Mais nous n’avons pas à trop nous préoccuper de ça, car la conservation de la masse sera vraie pour la grande majorité des processus rencontrés en chimie.

Alors, maintenant que nous avons examiné les équations chimiques équilibrées, comment pouvons-nous les utiliser pour résoudre des problèmes ? Souvent en chimie, on veut savoir de quelle quantité de réactif on aura besoin pour produire une certaine quantité de produits. Ou on veut savoir quelle quantité de produit sera formé compte tenu de la quantité de réactifs avec laquelle on commence. Ou on veut savoir de quelle quantité de réactif on a besoin, en fonction de la quantité de l’autre réactif qu’on utilise. Autrement dit, nous devons savoir comment faire la conversion entre des quantités de substances chimiques qui participent à la même réaction chimique.

Revenons rapidement à notre recette de muffins. Parfois, quand on suit une recette, on n’a pas exactement la bonne quantité d’ingrédients pour suivre la recette telle qu’elle est écrite. Ou on veut parfois augmenter les quantités. Par exemple, il se peut qu’on veuille faire 18 muffins au lieu des 12 muffins de la recette, quelque chose que vous avez peut-être déjà fait intuitivement, de tête.

Pour écrire notre travail rigoureusement, nous pouvons utiliser des rapports pour déterminer la quantité de tous les ingrédients dont nous aurons besoin pour faire ces 18 muffins. Par exemple, à partir de la recette originale, nous pouvons voir qu’il faut une tasse de lait pour obtenir 12 muffins. Donc, le rapport entre les tasses de lait et le nombre de muffins est de 1 à 12. Ensuite, pour trouver la quantité de lait dont nous avons besoin pour faire 18 muffins, il suffit de multiplier ce rapport par le nombre de muffins que nous voulons faire, ce qui nous donnerait une tasse et demie de lait.

Nous suivrons un processus très similaire pour effectuer des calculs impliquant des réactions chimiques. Jetons donc un coup d’œil à cette équation chimique équilibrée pour nous entraîner. Dans cette réaction, on a de l’azote et de l’hydrogène qui réagissent pour former de l’ammoniac. Au lieu d’utiliser les quantités d’ingrédients dans une recette pour convertir différentes quantités de substances entre elles, nous allons créer des rapports molaires en utilisant les coefficients stoechiométriques de l’équation chimique équilibrée. Pratiquons cela en créant des rapports molaires pour chaque paire de substances de l’équation.

Commençons par le rapport molaire entre l’azote et l’hydrogène. Comme nous pouvons le voir dans l’équation chimique équilibrée, chaque mole d’azote a besoin de trois moles d’hydrogène pour réagir. Donc, le rapport molaire entre l’azote et l’hydrogène est de un à trois. Maintenant, regardons l’azote et l’ammoniac. À partir de l’équation chimique équilibrée, nous pouvons dire que chaque mole d’azote produit deux moles d’ammoniac. Donc, le rapport molaire ici est de un à deux.

Enfin, regardons l’hydrogène et l’ammoniac. Trois moles d’hydrogène produisent deux moles d’ammoniac, comme nous pouvons le voir dans l’équation équilibrée. Donc, le rapport molaire de l’hydrogène à l’ammoniac est de trois à deux. Ce n’était pas applicable dans cet exemple, mais il faut noter que le rapport molaire doit toujours être exprimé comme le rapport de nombres entiers le plus simple. Donc par exemple, si nous avions trouvé un rapport molaire de deux à deux en regardant notre équation, le plus petit rapport serait en fait un à un, puisque le rapport deux à deux peut encore être réduit en le divisant par deux. Maintenant, utilisons ces rapports molaires pour convertir différentes quantités de substances entre elles.

Alors, quelle quantité de H2, en moles, est nécessaire pour produire quatre moles de NH3 ? Dans un problème comme celui-ci, on nous donne une quantité d’une espèce chimique participant à la réaction, dans ce cas l’ammoniac. Et nous voulons la convertir en une quantité d’une autre espèce chimique de la réaction, dans ce cas l’hydrogène. Nous allons aborder ce genre de problème comme nous l’avons vu avec l’exemple des muffins. Nous allons multiplier la quantité de NH3 qui nous est donnée par le rapport molaire H2 sur NH3, qui est de trois à deux, ce qui nous donne six moles de H2. Vous pouvez remarquer qu’on cherche à écrire le rapport molaire de sorte que les moles d’ammoniac s’annulent. Cela permet de vérifier que nous n’avons pas écrit le rapport molaire à l’envers.

Alors maintenant, nous savons comment faire un rapport molaire à partir d’une équation chimique équilibrée et l’utiliser pour trouver la quantité de produits et de réactifs que nous consommons et produisons dans une réaction. Mais je le répète, pour effectuer ces calculs, l’équation chimique doit être équilibrée. Sinon, notre travail n’aura aucun sens.

Les rapports molaires sont donc très utiles pour trouver les quantités des espèces chimiques dont nous avons besoin. Mais quand on effectue des réactions chimiques en laboratoire, en général on ne connaît pas directement le nombre de moles d’une substance utilisée. En général, on pèse la masse des réactifs sur une balance. Nous devons donc savoir comment convertir la masse en moles et vice versa. Pour cela, on peut utiliser la masse molaire d’une substance, puisque la quantité d’une substance en moles est égale à sa masse divisée par sa masse molaire. Donc, si on a une masse d’une substance et qu’on veut connaître sa quantité en moles, on peut diviser cette masse par la masse molaire. Et on peut faire l’inverse, et convertir un nombre de moles en masse en multipliant le nombre de moles par la masse molaire.

Alors maintenant que nous avons appris ces différentes façons de convertir différentes quantités entre elles, résumons les choses avant de passer à quelques exemples. Si on veut faire la conversion entre différentes quantités de substances qui participent à la même équation chimique, on peut utiliser des rapports molaires. Si on veut convertir la quantité d’une substance en masse et vice versa, on peut utiliser la masse molaire de cette substance. Bien que cela ne soit pas apparu dans cette vidéo, certains problèmes demandent de trouver le nombre d’entités, c’est-à-dire le nombre d’atomes ou de molécules, qui sont dans un échantillon d’une substance, ce qu’on peut faire en utilisant la constante d’Avogadro, qui nous indique le nombre d’entités présentes dans une mole.

Si jamais on est bloqué dans la résolution d’un problème, on peut utiliser ce diagramme en commençant par ce qui nous est donné et en le suivant jusqu’à obtenir la quantité qu’on cherche. Alors maintenant, appliquons tout ce que nous avons appris à quelques exemples.

Le méthane brûle dans l’oxygène selon l’équation suivante : CH4 plus 2O2 réagissent pour former CO2 plus 2H2O. Quel est le rapport molaire du méthane à l’oxygène ?

Cette question nous demande de créer des rapports molaires, qui sont des rapports nous aidant à faire le lien entre des quantités de différentes espèces chimiques participant à la même réaction chimique. Les rapports molaires sont utiles car ils nous aident à convertir les quantités d’une substance en quantités d’une autre substance. Pour créer des rapports molaires, nous utiliserons les coefficients stoechiométriques d’une équation chimique équilibrée, qui correspondent à la quantité en moles de chaque espèce chimique participant à la réaction.

Donc, avant de créer nos rapports molaires, nous allons rapidement nous assurer que notre équation chimique est équilibrée. De chaque côté de l’équation, il y a un carbone, quatre hydrogènes et quatre oxygènes. Notre équation est donc équilibrée et prête à utiliser. Cette question nous demande de créer un rapport molaire entre le méthane et l’oxygène. Et comme nous pouvons le voir en regardant l’équation chimique équilibrée, le coefficient stoechiométrique devant le méthane est un et le coefficient stoechiométrique devant l’oxygène est deux. Donc, le rapport molaire du méthane à l’oxygène est de un à deux, ce qui signifie que chaque mole de méthane a besoin de deux moles d’oxygène pour réagir.

Quel est le rapport molaire du méthane au dioxyde de carbone ?

Maintenant, nous voulons faire la même chose, mais pour un rapport du méthane au dioxyde de carbone. Comme nous pouvons le voir dans l’équation chimique équilibrée, on a besoin d’une mole de méthane pour produire une mole de dioxyde de carbone, ce qui nous donne un rapport molaire de un à un.

Quel est le rapport molaire de l’oxygène à l’eau ?

Maintenant, nous avons besoin du rapport de O2 à H2O. Les coefficients stoechiométriques devant l’oxygène et l’eau sont deux. Nous obtenons donc un rapport de deux à deux. Mais vous remarquerez qu’on peut simplifier ce rapport en le divisant par deux, ce qui donne un rapport de un à un. C’est le bon rapport molaire, car on doit toujours exprimer ces rapports molaires avec les nombres entiers les plus petits. Donc, le rapport molaire de l’oxygène à l’eau est de un à un.

Alors, maintenant que nous avons résolu ce problème où nous trouvons les rapports molaires à partir d’une équation chimique, appliquons-les à un problème plus difficile.

Le soufre brûle dans l’oxygène pour former du dioxyde de soufre. Quelle est la masse de soufre nécessaire pour produire quatre grammes de dioxyde de soufre ?

Tout d’abord, créons une équation chimique équilibrée pour la réaction décrite dans ce problème. Nous avons du soufre, de symbole S, qui brûle dans l’oxygène, O2, qui réagissent pour former du dioxyde de soufre, SO2. Si nous regardons rapidement l’équation que nous avons créée, nous avons un soufre et deux oxygènes de chaque côté de l’équation. Donc, notre équation est équilibrée.

Cette question nous donne une masse de dioxyde de soufre, et elle nous demande de la convertir en une masse de soufre. Mais on ne peut pas passer directement de la masse d’une espèce chimique à la masse d’une autre. Nous allons donc devoir convertir la masse de dioxyde de soufre en moles de dioxyde de soufre, puis en moles de soufre, ce qui permettra de trouver la masse de soufre. On peut convertir la masse en nombre de moles ou le nombre de moles en masse en utilisant la masse molaire d’une substance, puisque le nombre de moles est égal à la masse divisée par la masse molaire.

On peut calculer la masse molaire du dioxyde de soufre en utilisant le tableau périodique. Le soufre a une masse molaire de 32,06 grammes par mole, et l’oxygène a une masse molaire de 15,999 grammes par mole, ce qui nous donne 64,058 grammes par mole pour la masse molaire du dioxyde de soufre. Maintenant, nous pouvons convertir les grammes de SO2 en moles de SO2 en divisant la masse par la masse molaire, ce qu’on peut voir à partir de la formule, mais aussi du fait que les unités de grammes de SO2 s’annulent.

Maintenant, nous pouvons soit effectuer le calcul ici, ce qui nous donne 0,0624 moles de SO2, soit continuer le calcul sur une seule ligne. Dans tous les cas, la prochaine étape sera de convertir les moles de SO2 en moles de S. On peut faire cette conversion en utilisant un rapport molaire créé à partir de l’équation chimique équilibrée. Comme nous pouvons le voir, chaque mole de soufre produit une mole de dioxyde de soufre.

Maintenant, notre dernière étape consiste à convertir le nombre de moles de soufre en masse de soufre afin de résoudre ce problème, ce qu’on peut faire en multipliant le nombre de moles de soufre par la masse molaire du soufre, 32,06 grammes par mole. En multipliant tout cela, on obtient 2,002 grammes de soufre. Mais dans le problème, la masse de dioxyde de soufre a été donnée avec un seul chiffre significatif. Nous devons donc indiquer notre réponse avec un chiffre significatif, donc deux grammes de soufre sont nécessaires pour produire quatre grammes de dioxyde de soufre.

Maintenant, résumons ce que nous avons appris dans cette vidéo avec les points clés. Tout d’abord, on peut créer des rapports molaires en utilisant les coefficients stoechiométriques trouvés dans l’équation chimique équilibrée. Ensuite, on peut utiliser ces rapports molaires pour convertir entre elles les quantités de réactifs et de produits. Enfin, on peut utiliser la masse molaire pour convertir la masse en nombre de moles et vice versa.

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