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Les réactions chimiquesDEAKIN-notes de classe
Qu’allons-nous apprendre (RAS) ?A. Révision de 3 concepts de chimie XSCI20FB. Les masses formulaires et le pourcentage de composition C. La moleD. La masse atomique moyenne et les isotopesE. La résolution des problèmes de molesF. Les formules empiriques et moléculaires, incluant les hydrates
G. La classification des réactions chimiquesH. La stœchiométrie
I. Introduction aux réactifs limitants
Les réactions chimiques
Le tableau périodique-organisationgroupes 1 nonmétaux 18
périodes 1 H 2 métaux 13 14 15 16 17 He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Ti Cr Fe Ni Cu Zn Ge As
5 Ag Sb Te
6 Au Hg Pb Po
7
Métaux alcalins
Métaux alcalino-terreux
Métaux de transition
Métalloïdes
Pnictogènes
Chalcogènes
Halogènes
Gaz nobles, rares ou inertes
La structure atomique Les particules subatomiques
Proton-particule subatomique dans le noyau d’un atome avec une charge de +1.
Neutron-particule subatomique dans le noyau d’un atome avec aucune charge (charge neutre).
Électron-particule subatomique retrouvée dans les couches autour du noyau avec une charge de -1. La dernière couche est nommée la couche de valence.
*Il est sous-entendu que tous les atomes ont une charge neutre, qui veut dire que le nombre de protons et électrons est équilibré pour être égal à zéro.
Masse atomique et nombre atomique
Masse atomique (MA) Al13 Nombre atomique (NA)
La somme du nombre de protons et neutrons dans le noyau de
l’atome. La masse est arrondie. 26,98
Le nombre de protons dans le noyau de l’atome. Toujours le plus petit nombre
entre MA et NA.
aluminium
Le bilan des particules subatomiques
Masse atomique =
13 Al 2226,98
Charge + No de protons =
Numéro atomique = Charge + No d’électrons =
No de neutrons = charge totale =
Les ions
Les atomes qui n’ont pas une couche de valence complète cherchent à le compléter soit par gagner soit par perdre des électrons et devenir un ION-un atome chargé. Les ions n’ont pas un nombre égal de protons et électrons donc ne sont pas neutres.
Un atome qui a perdu un électron a une charge positive et il est appelé un CA+ION.
Un atome qui gagne un électron a une charge négative et est appelé un ANION.
Vidéo Tout savoir sur les ions au lien https://www.youtube.com/watch?v=DuuIyS7cup8 (2:10)
Prédire les charges des anions et les ca+ions
PERTE d’électrons = CA+ION CHARGE POSITIVE
GAIN d’électrons = ANION CHARGE NÉGATIVE
e-
e-
voler un électron est négatif! donner un électron est positif!
Les composés ioniques et covalentsLes composés sont formés pour atteindre une couche de valence saturée qui a moins d’énergie qu’avait l’atome dans
son état précédent. Un composé est un espèce chimique avec de différentes propriétés physiques et chimiques qui est
formé par la combinaison de deux ou plusieurs éléments à partir d’une réaction chimique. Nous allons apprendre à
propos de deux types de composés : les composés ioniques et covalents.
Les composés ioniques Les composés covalents ou moléculaires
● Sont formés à partir d’un transfert d’électrons.● Sont composé d’un cation métallique et un anion
non-métallique.● L’attraction entre des ions à charges opposées
crée une liaison ionique.● Ont leur propre système de nomenclature basé
sur les noms des ions.● Ont des propriétés physiques et chimiques
différents que les composés covalents.
● Les électrons sont partagés entre deux ou plus d’atomes.
● Sont composés de deux différentes non-métaux● Les paires d’électrons sont unis par une liaison
covalente.● Ont leur propre système de nomenclature basé
sur les préfixes grecs de un à dix.● Ont des propriétés physiques et chimiques qui
sont différents que les composés ioniques.
Composés ioniques ou covalents ?Complétez le tableau.
Ionique ou covalent ? Formule chimiqueou nom du composé
Formule chimiqueou nom du composé Ionique ou covalent ?
Dioxyde de carbone CaCO3
NiF3 Bromure de calcium
N2 C12H22O11
Carbonate de lithium Fe(NO3)3
Tétrahydrure de diazote Iodure de potassium
La nomenclature des composés ioniques binairesNomenclature veut dire comment nommer les composés. Utilisez le système de l’UICPA suivant pour
nommer les composés ioniques. L’acronyme UICPA veut dire l’Union Internationale de la Chimie Pure et
Appliquée.
Répondez au questions no 2 et no3 de FR 5-15 p.236 et no1 de 5-16 p. 237
Partie I + Partie II
nom de l’anion non-métallique + suffixe «ure» de nom du cation métallique
nitrure de potassium
No Mn Cl At U Re
La notation StockPlusieurs composés contiennent une ca+ion métallique avec deux charges possibles. Comment savoir
lequel est la bonne ? Utilisez le système stock avec un numéro romain.
Complétez le tableau ci-dessous
Les formules des composés ioniques sont toujours réduit au plus petit rapport. Ex. 2:4 est réduit à 1:2.
Répondez au questions no 7, no9, no10 de FR 5-14 p.235 et no3 de FR-16 p.237, et no3, no4 de 5-17 p. 238
Nom Formule chimique Nom Formule Chimique
Chlorure de fer ____________ ________________ Ag3N
________________ PbO2 ________________ CuS
________________ PbO Sulfure de cuivre (II) __________
Les ions polyatomiques
Sont des ions constitués de deux ou de plusieurs atomes non
métalliques unis par des liaisons covalentes.
La charge d’un ion polyatomique représente la charge de la
combinaison de tous les atomes !
Les composés ioniques polyatomiquesSont composé d’une cation métallique et d’un ion polyatomique. Le système Stock peut s’appliquer, le cas
échéant. S’il y a plus qu’un ion polyatomique, utilisez les parenthèses suivi par un indice. Un seule ion n’a
pas besoin de parenthèses.
Nom Formule chimique Nom Formule chimique
Hydroxyde de sodium CaCO3
LiClO3 Chlorure d’ammonium
Hydroxyde de fer (II) Sulfate de potassium
Phosphate de cuivre (II) Al2(SO4)3
Les indices et les exposants (révision)Les indices représentent le numéro d’atomes ou d’ions dans un composé.
Exemple1 : CoCl3
représente 4 ions dans le composé.
Par contre, les exposants indiquent la charge d’un ion: autrement dit, l’équilibre entre le numéro de
protons et d’électrons. Les exposants ne sont jamais visibles dans les formules chimiques des composés,
parce que les composés ont toujours une charge neutre.
Exemple2 : Co3+et CO3
2-
Exemple3 : NO3
et NO3
-
O2- vs O2
exposant
indice
XCHEM30S/A : Les réactions chimiques Nommer et écrire les formules chimiques pour des composés ioniques
Tableau 1. Tableau des ions associés aux cartes de jeux
CATION ANION CATION ANION
A Li+ A ♥️ F– A NH4+ A ♦️ NO3
–
2 Be2+ 2 ♥️ O2– 2 Cu2+ 2 ♦️ CO32–
3 Au3+ 3 ♥️ N3– 3 Fe3+ 3 ♦️ PO43–
4 Na+ 4 ♥️ Cl– 4 Pb4+ 4 ♦️ OH–
5 Ca2+ 5 ♥️ S2– 5 Ag+ 5 ♦️ SO42–
6 Al3+ 6 ♥️ P3– 6 Pb2+ 6 ♦️ ClO–
7 K+ 7 ♥️ Br– 7 Co3+ 7 ♦️ SO32–
8 Mg2+ 8 ♥️ Se2– 8 Cu+ 8 ♦️ NO2–
Directives Règles suivant le protocol de COVID19 :
1. Chaque élève génère individuellement les paires d’ions à partir du site web https://www.random.org/playing-cards. Règles normales :
2. En groupes de 3 à 4, choisissez un paquet de 32 cartes pour représenter les ions dans le tableau ci-haut.
3. Séparez les cartes dans 4 piles de leurs suites respectives de trèfle , carreau , cœur
et pique . Brassez chaque pile. 4. Complétez chacun des quatre tableaux en sélectionnant 6 cartes de chaque suite indiquée.
Nommez chaque composé en suivant les règles de nomenclature de l’UICPA. Tableau 1.
Cation Anion Formule Chimique Nom
1.
2.
3.
4.
5.
6.
XCHEM30S/A : Les réactions chimiques Nommer et écrire les formules chimiques pour des composés ioniques
Tableau 2. Feuille de réponses
Cation Anion Formule Chimique Nom
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Tableau 3.
Cation Anion Formule Chimique Nom
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Tableau 4.
Cation Anion Formule Chimique Nom
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Nomenclature des composés covalents
1. mono_
2. di_
3. tri_
4. tétra_
5. penta_
6. hexa_
préfixe 2ème élément non-métal + «_ure» de préfixe 1er élément non-métal
Les 7 composés covalents diatomiques
O2
H2
F2
Br2
I2
N2
Cl2
XCHEM30S/A : Les réactions chimiques
source : Vouriot (2018). Unité 3 : La stœchiométrie [carnet de travail].
Nomenclature des composés ioniques et covalents no1
Nommez les composés suivants. Ils peuvent être ioniques ou covalents!
1. LiOH
2. PBr3
3. Ag2SO4
4. (NH4)2S
5. CaCO3
6. CF4
7. Fe(NO3)3
8. P2S3
9. AlPO3
10. Mg(OH)2
Écrivez les formules pour les composés suivants. Ils peuvent être ioniques ou covalents!
11. oxyde de potassium
12. tribromure de phosphore
13. hydroxyde de cobalt(III)
14. sulfure de diazote
15. monoxyde de carbone
16. tétrahydrure de dibore
17. pentabromure de phosphore
18. dichlorure de soufre
19. carbonate de plomb(IV)
20. acétate d’aluminium
XCHEM30S/A : Les réactions chimiques
source : Vouriot (2018). Unité 3 : La stœchiométrie [carnet de travail].
Nomenclature des composés ioniques et covalents no2
Nommez les composés ioniques et covalents suivants.
1. NaF
2. NF3
3. Li2O
4. Al2S3
5. Cu2SO4
6. SiH4
7. K2CrO4
8. P2O5
9. CH4
10. Ti(ClO2)4
Écrivez les formules pour les composés ioniques et covalents suivants.
11. chlorure de lithium
12. trichlorure d’azote
13. oxyde de zinc
14. trioxyde de diazote
15. ammoniac
16. dihydrure de dibore
17. phosphure de strontium
18. difluorure d’oxygène
19. nitrite de cuivre(II)
20. carbonate d’aluminium
Les isotopesEst-il possible d’avoir 12.011 d’un électron, proton ou d’un neutron?
Non. Les particules subatomiques sont indivisibles et ne peut pas exister autre que dans les unités complètes.
Alors, pourquoi les masses atomiques sont-elles représentées par les nombres décimaux?
Parce que les masses atomiques sont calculées à partir de la moyenne pondérée («weighted average») de tous les isotopes pour un élément.
La masse formulaire et les hydratesIl est souvent utile de mesurer et prédire les montants en chimie. Pour faire ceci il est nécessaire
de calculer la masse molaire d’une formule, aussi connu sous le nom de la masse formulaire d’un
composé. Utilisez votre tableau périodique et calculez la masse formulaire en uma pour les
composés suivants:
H H2
H2
O NaCH3
COO NaCH3
COO·H2
O Fe(NO3
)3
Fe(NO3
)3
·9H2
O
Hydrate : un composé formé par l’union d’eau et une autre substance qui est généralement
neutre.
Pourcentage de compositionSouvent il est utile de savoir la proportion d’une partie d’un composé, soit parce qu’elle est l’ingrédient actif soit pour une autre raison. Pour savoir ces informations il est nécessaire de calculer le pourcentage de composition par masse. Calculez le pourcentage de composition des composés à partir de leurs masses formulaires.Calculez le pourcentage de composition
1. de plomb dans une échantillon de Pb(NO3
)2
.
2. d’eau dans la formule nitrate de fer(III) nonahydraté.
3. d’eau dans une échantillon de 100,0 g de chlorure de cobalt(II) hexahydraté.
Combien d’argent payez-vous pour de l’eau dans une échantillon de 100g? https://www.fishersci.fr/fr/fr/catalog/search/products?keyword=Chlorure+de+cobaltII+hexahydraté+98+à+102%C2%A0%25+réactif+ACS+ACROS+Organics
La mole (mol ou n)Qu’est-ce qu’un uma ? La masse exacte de 1/12 de la masse d’un atome de 12C. Mais cette définition est inutile pour nous!
Plus précisément, 1 uma = 1,660 538 921 x 10-27 kg → converti en grammes
Pourquoi n’est-il pas pratique d’utiliser les uma pour mesurer les masses des produits chimiques ?
Parce que 1 uma est trop petit pour mesurer avec une balance électronique et pour manipuler !
Comment peut-on mesurer le montant d’atomes en grammes dans un échantillon mais sur un échelle qui est pratique ?
Par quel facteur devrait-on multipliez 1 uma pour arriver à un gramme ?
1,660 538 921 x 10-24 g X = 1 g (trouvez la valeur de X)
X = 6.02 x 1023 Ce nombre représente 1 mole et est appelé le nombre d’Avogadro, symbole NA !
Les calculs de moles ridicules 1. Combien de fois plus grand est une mole de km comparé à la distance entre la Terre et la galaxie d’Andromède (2.5 million
d’années lumière ou 2,37 x 1019 km) ?2. Le produit national brut (PNB) («gross domestic product» ou GDP en anglais) de tous les pays du monde est estimé à 92 x
1012 $ (92 billion en français, trillion en anglais) pour l’année 2020. PNB est la valeur de tous les biens et services créés dans un pays dans un an et est une mesure de sa richesse. Combien de fois plus gros que le PNB mondial est une mole de PNB ?
3. La monnaie royale canadienne à Winnipeg a produit 52 x 109 (52 milliards) de pièces de monnaie entre 1985 et 2005. Combien d’années faudra-t-il pour produire une mole de monnaie ?
4. Combien de fois plus grand est un googol 1,0 x 10100 qu’une mole ?5. Il est estimé qu’il y a 1 x 1015 (1 billiard) de fourmis sur la terre. Combien de fois plus de fourmis aurait t-il avec une mole
de fourmis sur la terre ?6. Il est estimé qu’il y a 1 x 1015 (1 billiard) de fourmis sur la terre. Combien de dollars devrait chaque fourmi dépenser pour
dépenser une mole de dollars en total ? 7. Combien de fois plus de cellules est une mole de cellules comparé à les 3.72 x 1012 cellules qui composent le corps
humain ?8. Combien de fois plus de pièces de papier hygiénique est une mole de pièces s’il y a 1000 pièces par rouleau et la
production mondiale de papier hygiénique est de 84 millions de rouleaux ?9. Combien d’années te faudrait-il pour dépenser entièrement une somme de 6,02 x 1023$ à raison de 1$/s? Suppose que
chaque année compte 365 jours.
Les masses atomiques et les masses molairesH : 1,008 amu/atome x 1.66054 x 10-24 g/amu x 6,02 x 1023 atomes/mol = 1,008 g/mol
O : 15,999 amu/atome x 1.66054 x 10-24 g/amu x 6,02 x 1023 atomes/mol = 15,999 g/mol
C : 12,011 amu/atome x 1.66054 x 10-24 g/amu x 6,02 x 1023 atomes/mol = 12,011 g/mol
Alors, l’ampleur des masses atomiques ne change pas, mais les unités ont changés.
Conclusion : à partir de maintenant, la masse atomique est appelée la masse molaire et tous les masses molaires lisent en unités de grammes par mole !
XCHEM30S/A : Les réactions chimiques Défi : Les calculs de mole
Directives : Pour chaque défi lisez les directives, discutez et décidez sur un plan, ensuite exécutez le plan. lisez→planifiez→exécutez.
Défi #1 (niveau no1) : Calculez le nombre d’atomes de cuivre dans une pièce canadienne d’un cent.
Produits chimiques et équipement
• Pièce de monnaie canadienne d’un cent
• Fiche de données sur la composition des pièces de monnaie canadienne
Défi #2 (niveau no2) : Calculez le nombre de molécules d’éthanol, formule C2H5OH, dans un échantillon de 1,0 mL.
Produits chimiques et équipement
• Balance électronique (au dixième près est suffisante)
• Cylindre gradué
• Compte-gouttes
• Éthanol • Papier essuie-tout
Nettoyage : Versez l’éthanol dans la bouteille, séchez tout l’équipement et remettez tout dans le sac.
Défi #3 (niveau no2) : Calculez le nombre de molécules de glycérol, formule C3H8O3, dans un échantillon de 1,0 mL.
Produits chimiques et équipement
• Balance électronique (au dixième près est suffisante)
• Cylindre gradué
• Compte-gouttes
• Glycérol • Papier essuie-tout
Nettoyage : Versez le glycérol dans la bouteille, séchez tout et remettez tout dans le sac.
Défi #4 (niveau no1) : Calculez le nombre d’atomes de sodium dans un paquet de sauce soja.
Produits chimiques et équipement
• Paquet de sauce soja avec le tableau de la valeur nutritive
Défi #5 (niveau no1) : Calculez le nombre d’atomes de nickel dans une pièce canadienne de 25 cents.
Produits chimiques et équipement
• Pièce de monnaie canadienne de 25 cents
• Fiche de données sur la composition des pièces de monnaie canadienne
Défi #6 (niveau no3) : Calculez le nombre de molécules d’eau dans une bille de gelée.
Produits chimiques et équipement
• Balance électronique (au centième de près est nécessaire)
• Papier essuie-tout
• Éprouvette avec 6-10 billes de gelée dans l’eau
• Éprouvette avec 6-10 billes de gelée sèche
• 2 tasses en plastique (1 pour les billes humides et 1 pour les billes sèches)
XCHEM30S/A : Les réactions chimiques Défi : Les calculs de mole
Nettoyage : Remettez les billes de gelée dans leurs éprouvettes appropriés, séchez bien tout l’équipement et le remettre à son emplacement approprié.
Défi #7 (niveau no2) : Calculez le nombre de molécules d’eau dans 1,0 mL d’insta-neige.
Produits chimiques et équipement
• Balance électronique (au centième près est nécessaire)
• Cylindres gradués de 25 mL et 10 mL
• Éprouvette avec la neige sèche
• Éprouvette avec la neige humide
• 2 tasses en plastique (1 pour la neige humide et 1 pour la neige sèche)
• 2spatules creuses pour la neige humide et la neige sèche
Nettoyage : Remettez la neige dans leurs éprouvettes appropriées, bien sécher tout l’équipement et le remettre à son emplacement approprié.
Défi #8 (niveau no2) : Calculez le nombre d’atomes de sodium dans une barre de « fruit to go » SunRype. Notez que 1000 mg = 1 g.
Équipement
• Barre de « fruit to go » SunRype avec le tableau de la valeur nutritive
Défi #9 (niveau no2) : Calculez le nombre d’atomes de calcium et de fer dans 50 g de filets d’anchois du Club des millionnaires. Notez que 1000 mg = 1 g.
Équipement
• Boîte de filets d’anchois avec le tableau de la valeur nutritive
• Fiche des valeurs quotidiennes (VQ) des éléments nutritifs
CHIMIE30S/A : Les réactions chimiques QUIZ DE PRATIQUE : Introduction à la mole
Une note complète ne sera pas obtenue au moins qu’une réponse logique et correcte soit écrite, avec les unités correctes, le cas échéant. 1. Nommez Fe2(SO4)3. (1)
2. Écrivez la formule chimique pour le nitrure d’aluminium. (1)
3. Calculez la masse molaire en grammes par mole de Ca(OH)2. (1)
4. Calculez le nombre de moles de Ca(OH)2 dans un échantillon de 7,4096 grammes. (2 marks)
5. Quelle est la masse en grammes de 0,02 mole de fluorure de sodium? (2)
6. Calculez le nombre de moles d’eau dans un échantillon de 3,01 x 1021 molécules? (2)
7. Quelle est la masse de 2,007 x 1029 particules de dioxyde de silicium, formule SiO2? (3)
/12
empirique covalent
La formule empirique et la formule covalente
Les formules empiriques décrivent tous les composés ioniques, mais seulement certains
composés covalents. Le rapport de tous les atomes dans les formules empiriques sont toujours
écrits sous forme réduite. Placez chaque formule dans la bonne place dans le diagramme de Venn.
NaClH
2O
2
C6
H12
O6
Pb(NO3
)2
H2
OCO
2
K2
Cr2
O7
N2
H4
Les composés ioniques s’organisent sous formes de réseaux cristallins d’extension indéterminée. Parce qu’il y
a tant d’ions, une formule empirique est utilisée pour indiquer le rapport entre les cations et les anions. Par
exemple, NaCl a un rapport de 1 : 1 et Pb(NO3
)2
a un rapport de 1 : 2. Par contre, un molécule est un
assemblage d’au moins deux atomes maintenus ensemble dans un arrangement déterminé. (Chang & Goldsby, 2014,
pp. 57, 59)
Les composés ioniques et covalents
NaCl
C6
H12
O6
Pb(NO3
)2H
2O
N2
H4
Calculer les formules empiriquesL’analyse centésimale de l’acide ascorbique (vitamine C) donne 40,92% de carbone, 4,58% d’hydrogène et 54,50% d’oxygène. Déterminez sa formule empirique, (Chang & Goldsby, 2014, p. 101).
Déterminez la formule empirique d’un composé selon la composition centésimale suivante: K, 24,75 % ; Mn, 34,77 % ; O, 40,51 %.
C3
H4
O3
, KMnO4
La formule empirique d’un composé hydratéUn échantillon de 2,465 g de sulfate de magnésium hydraté est réchauffé à sec. La masse du sel anhydre est 1,204 g. Calculez la masse d’eau évaporée et la formule du composé ionique hydraté.
Masse d’eau évaporée:
Masses formulaires de MgSO4
et H2
O:
Moles de MgSO4
et H2
O:
Rapport de moles H2
O aux moles de MgSO4
MgSO4
·7H2
O
Chimie 30S & Avancée : Simulation interactive—La formule empirique d’un composé hydraté
| Institut collégial Vincent Massey Collegiate - 975 Dowker Avenue, Winnipeg, MB, Canada | http://mrdeakin.pbworks.com |
Objectif
Déterminer la formule d’un composé ionique hydraté de sulfate de cuivre(II).
Directives
1. Téléchargez l'animation « Determination of the Formula of a Hydrate » à partir de l’adresse localisateur ressources uniforme, LRU,
suivante : http://introchem.chem.okstate.edu/DCICLA/Empirical.html. L'écran d’accueil suivant apparaîtra.
Figure 1. Écran d'accueil de la simulation interactive « Determination of the Formula of a Hydrate »
2. Cliquez sur la touche pour démarrer. Vous devriez voir une image de
l’équipement et les directives ci-dessous.
Figure 2. Équipement et directives
3. Notez la masse initiale du composé hydraté dans le Tableau 1, ensuite réchauffez l’échantillon en cliquant sur l’icône jusqu’à ce que
le composé soit déshydraté et une masse finale apparaisse. Notez vos observations dans le Tableau 1.
Chimie 30S & Avancée : Simulation interactive—La formule empirique d’un composé hydraté
| Institut collégial Vincent Massey Collegiate - 975 Dowker Avenue, Winnipeg, MB, Canada | http://mrdeakin.pbworks.com |
Tableau 1. Tableau de masses
Calculs
1. Calculez le pourcentage de composition d’eau dans votre échantillon.
2. Calculez le nombre de moles d’eau.
3. Calculez le nombre de moles de sulfate de cuivre(II) anhydre.
4. Divisez le nombre de moles d’eau par les moles de sulfate de cuivre(II) anhydre pour déterminer le rapport molaire, donc le nombre de molécules d’eau dans la formule chimique.
5. Écrivez la formule complète de sulfate de cuivre(II) hydraté en marquant le nombre de molécules d’eau dans la formule ci-dessous.
CuSO4·__H2O
6. Pourquoi la formule du composé reste la même peu importe la masse d’un échantillon de sulfate de cuivre(II)?
Masse finale : g
Masse initiale : g
Masse d’eau : g
Chimie 30S et avancée: Les réactions chimiques Détermination de la formule empirique d’un composé hydraté
OBJECTIFS 1. Déterminer le pourcentage de composition d’eau dans un échantillon de sulfate de cuivre(II)
hydraté.
2. Calculer la formule chimique de l’hydrate à partir de la pente d’un graphique des moles
d’eau versus les moles de sulfate de cuivre(II) anhydre.
3. Expliquer comment les résultats appuient la loi des proportions définies de Proust : « les
éléments qui forment un composé chimique sont toujours présents dans un même rapport
massique ».
SÉCURITÉ • Portez les lunettes de sécurité sur vos yeux
• Gardez une distance sécuritaire de l’hydrate lorsque vous le chauffez
• Rincez les zones touchées par le sulfate de cuivre(II) avec de grandes quantités d’eau du
robinet
• Appliquez les précautions d’incendie appropriées pour l’usage d’un brûleur
• Nettoyez tous les déversements immédiatement
• Lavez-vous les mains après avoir effectué le laboratoire
SCHÉMA DE L’ÉQUIPEMENT
1. Lunettes de sécurité
2. Statif
3. Brûleur
4. Anneau de fer
5. Toile métallique
6. Creuset
7. Pince à creuset
8. Briquet
APPLICATION DU LABORATOIRE
Chimie 30S et avancée: Les réactions chimiques Détermination de la formule empirique d’un composé hydraté
MESURES DE MASSES
1. Masse du creuset sec et propre _ _,_ _ g 2. Masse d’hydrate bleu _ _,_ _ g 3. Masse du composé anhydre (séché) et creuset refroidi _ _,_ _ g 4. Masse du composé anhydre (séché) _ _,_ _ g 5. Masse d’eau évaporée _ _,_ _ g
OBSERVATIONS Propriétés physiques à noter telles qu’un changement de couleur, perte de masse d’hydrate ou
autres modifications de la procédure qui peuvent affecter vos conclusions.
CALCULS Vos calculs doivent suivre une séquence mathématique logique et correcte qui démontre toutes
les étapes, incluant les unités. Vérifiez vos calculs en vous référant à la feuille des résultats
disponible de votre professeur.
1. Pourcentage de composition d’eau.
2. Nombres de moles d’eau.
3. Nombre de moles de sulfate de cuivre(II)
anhydre (séché).
4. Rapport entre les moles d’eau et les
moles de sulfate de cuivre(II) anhydre
(séché).
5. Pourcentage d’erreur de composition d’eau moyenne à partir de la feuille des résultats.
Utilisez la formule (%𝐻2𝑂𝑚𝑜𝑦𝑒𝑛𝑛𝑒−%𝐻2𝑂𝑡ℎé𝑜𝑟𝑖𝑞𝑢𝑒)
%𝐻2𝑂𝑡ℎé𝑜𝑟𝑖𝑞𝑢𝑒𝑥100%.
GRAPHIQUE 1. Sur la feuille de papier quadrillé fournie, construisez un graphique de la fonction de moles
d’eau (l’axe des y) par rapport aux moles de CuSO4 anhydre (l’axe des x) à partir de la
feuille de données fournie par l’instructeur.
2. Avec une règle, tracez une ligne de tendance qui touche le point (0,0), ensuite calculez la
pente de votre ligne. Effectuez des calculs complets sur votre graphique, y compris des
unités.
Chimie 30S et avancée: Les réactions chimiques Détermination de la formule empirique d’un composé hydraté
Rapport entre les moles d’eau et les moles de sulfate de cuivre(II) anhydre illustrant la loi des proportions définies
CONCLUSION Résumez les résultats de l’expérience en répondant aux 3 objectifs. Utilisez la rubrique
d’évaluation comme ligne directrice pour créer votre conclusion.
Remettez ce livret de laboratoire complété, incluant votre graphique et une conclusion en vos
propre mots sur une page additionnelle. Ne dépassez pas 250 mots (dactylographié à double
interligne) dans votre conclusion.
Chimie 30S et avancée: Les réactions chimiques Détermination de la formule empirique d’un composé hydraté
Nom : No de groupe : Période :
Rubrique d’évaluation : Rapport de laboratoire (9 points)
Critères Débutant En développement À niveau
Schéma, données et
observations
Le rapport est incomplet
(0) ou contient moins de
2 des critères du niveau
le plus élevé (1)
Le rapport est incomplet soit
dans le schéma, les mesures de
masses, ou les observations (2)
Un schéma complet, toutes les
mesures de masses, et une ou
plusieurs observations pertinentes sont
présents (3)
Calculs
Aucun calcul soumis (0)
ou les calculs
contiennent plus que 3
erreurs dans soit les
réponses, la séquence
ou les unités (1)
Les calculs contiennent entre 2
et 3 erreurs dans soit les
réponses, la séquence ou les
unités (2)
Réponses correctes aux 5 calculs,
chacune suivant une séquence
mathématique correcte, montrant
toutes les unités (3)
Graphique,
incluant la pente
Le graphique est
manquant (0) ou moins
de 4 critères de niveau
expert sont présents (1)
Le graphique contient au moins
4 des six critères du niveau le
plus haut (2)
Le graphique contient des axes
étiquetés, y compris des unités, une
échelle appropriée sur les deux axes,
des coordonnées correctement tracées,
une ligne de tendance qui touche le
nombre maximum de points, incluant
le point (0, 0) et une pente
correctement calculée qui démontre
une séquence mathématique logique.
(3)
Rubrique d’évaluation : Conclusion (7 points)
Critères Débutant En développement À niveau
La conclusion est
originale
(aucun autre critère
n’est évalué s’il ne
l’est pas)
Certains aspects de la
conclusion sont les
mêmes que ceux d’un
autre élève ou que la
conclusion entière est la
même que celle d’un
autre élève
Ce niveau ne s’applique pas à
ces critères d’évaluation
La conclusion est écrite dans les
propres mots de l’élève
Objectifs résumés Aucun objectif n’est
résumé (0)
Tous les objectifs ne sont pas
résumés, ou les objectifs sont
simplement recopiés en utilisant
le même libellé que l’objectif
indiqué ou la conclusion dépasse
250 mots dactylographié (1)
Chaque objectif est résumé dans les
propres mots de l’élève dans un
maximum de 250 mots dactylographié
(2)
Chaque objectif est
répondu en faisant
référence aux
résultats
Aucune conclusion
présente (0) ou
conclusion ne manque
plus de 3 des critères du
niveau le plus haut (1)
La conclusion contient tous les
critères du niveau le plus haut
sauf 2 ou 3 (2)
Les 3 objectifs sont répondus
correctement et de façon concise en
format paragraphe en référant les
résultats des calculs, le graphique et la
pente, y compris les unités appropriés
et le pourcentage d’erreur (3)
Les écarts entre les
résultats
expérimentaux et
les résultats
attendus sont
expliqués
Aucune explication de
la différence entre les
résultats attendus et
expérimentaux ou
l’amélioration apportées
à la conception du
laboratoire (0)
La conclusion contient une
explication de la différence entre
les résultats attendus et
expérimentaux ou un énoncé
d’explication quant aux
améliorations apportées à la
conception du laboratoire qui ne
donneraient pas de meilleurs
résultats (1)
La conclusion contient une explication
de la différence entre les résultats
attendus et expérimentaux ou une
déclaration d’explication quant aux
améliorations apportées à la
conception du laboratoire qui
démontre une auto-réflexion du
processus de laboratoire et/ou une
compréhension plus approfondie du
concept examiné (2)
/16
calcul 1. calcul 2. calcul 3. calcul 4.
no de masse masse masse pourcentage moles moles rapport de moles
groupe d'hydrate CuSO4 H2O H2O H2O d'anhydre H2O : CuSO4
(g) (g) (g) l'axe y l'axe x
1 0.25 0.18 0.07 28.0% 3.9E-03 1.1E-03 3.4
2 0.35 0.23 0.12 34.3% 6.7E-03 1.4E-03 4.6
3 0.44 0.30 0.14 31.8% 7.8E-03 1.9E-03 4.1
4 0.55 0.36 0.19 34.5% 1.1E-02 2.3E-03 4.7
5 0.62 0.40 0.22 35.5% 1.2E-02 2.5E-03 4.9
6 0.65 0.40 0.25 38.5% 1.4E-02 2.5E-03 5.5
7 0.75 0.47 0.28 37.3% 1.6E-02 2.9E-03 5.3
8 0.80 0.54 0.26 32.5% 1.4E-02 3.4E-03 4.3
34.05% MOYENNE 4.6
calcul 1. calcul 2. calcul 3. calcul 4.
no de masse masse masse pourcentage moles moles rapport de moles
groupe d'hydrate CuSO4 H2O H2O H2O CuSO4 H2O : CuSO4
(g) (g) (g) l'axe y l'axe x
1 0.25 0.18 0.07 28.0% 3.9E-03 1.1E-03 3.4
2 0.35 0.23 0.12 34.3% 6.7E-03 1.4E-03 4.6
3 0.44 0.30 0.14 31.8% 7.8E-03 1.9E-03 4.1
4 0.55 0.36 0.19 34.5% 1.1E-02 2.3E-03 4.7
5 0.62 0.40 0.22 35.5% 1.2E-02 2.5E-03 4.9
6 0.65 0.40 0.25 38.5% 1.4E-02 2.5E-03 5.5
7 0.75 0.47 0.28 37.3% 1.6E-02 2.9E-03 5.3
8 0.80 0.54 0.26 32.5% 1.4E-02 3.4E-03 4.3
34.05% MOYENNE 4.6
calcul 1. calcul 2. calcul 3. calcul 4.
no de masse masse masse pourcentage moles moles rapport de moles
groupe d'hydrate CuSO4 H2O H2O H2O CuSO4 H2O : CuSO4
(g) (g) (g) l'axe y l'axe x
1 0.25 0.18 0.07 28.0% 3.9E-03 1.1E-03 3.4
2 0.35 0.23 0.12 34.3% 6.7E-03 1.4E-03 4.6
3 0.44 0.30 0.14 31.8% 7.8E-03 1.9E-03 4.1
4 0.55 0.36 0.19 34.5% 1.1E-02 2.3E-03 4.7
5 0.62 0.40 0.22 35.5% 1.2E-02 2.5E-03 4.9
6 0.65 0.40 0.25 38.5% 1.4E-02 2.5E-03 5.5
7 0.75 0.47 0.28 37.3% 1.6E-02 2.9E-03 5.3
8 0.80 0.54 0.26 32.5% 1.4E-02 3.4E-03 4.3
d'erreur 34.05% MOYENNE 4.6
Données de classe : Calculs de pourcentage d'eau, moles, et la formule empirique de l'hydrate
Données de classe : Calculs de pourcentage d'eau, moles, et la formule empirique de l'hydrate
Données de classe : Calculs de pourcentage d'eau, moles, et la formule empirique de l'hydrate
Calculer les formules moléculairesUne molécule est formée de 1,52 g d’azote et de 3,47 g d’oxygène. Sachant que sa masse molaire se situe entre 90 g·mol-1 et 95 g·mol-1, déterminez sa formule moléculaire et sa masse molaire exacte, (Chang & Goldsby, 2014, p. 103).
Un composé est formé de 6,444 g de bore et de 1,803 g d’hydrogène. La masse molaire du composé est d’environ 30 g. Quelle est sa formule moléculaire?
NO2
, N2
O4
; B2
H6
Les réactions chimiquesRéaction chimique : la rupture et la remise à neuf de liaisons chimiques pour produire une
nouvelle substance à faible énergie ayant des propriétés chimiques et physiques
différentes des matières de départ.
Équation chimique : la représentation d’une réaction chimique. Spécifiquement, un moyen
de montrer les particules impliquées dans le début et la fin d’une réaction chimique.
Les équations chimiques sont une invention humaine pour comprendre les réactions
chimiques.
Les équations chimiques doivent être équilibrées afin de respecter la loi de conservation de
la masse.
Anatomie d’une équation chimique équilibrée
__C(s) + __O2
(g) → __CO2
(g)
Pour équilibrer :
flèche de réaction produitsréactifs indice d’atomeindice de phasecoefficient
indices de phase(s) (l) (aq) (g)
Équilibrer les équations chimiques
Allez plus loin: calculez la masse formulaire des composés ; calculez la somme des masses formulaires des réactifs et des
produits après avoir équilibré l’équation; notez le type de chaque réaction ; écrivez les équations en mots.
A. __Na(s) + __Cl2
(g) → __NaCl(s) E. __CaCl2
(aq) + __Na2
CO3
(aq) → __CaCO3
(s) + __NaCl(aq)
B. __HgO(s) → __Hg(l) + __O2
(g) F. __CH4
(g) + __O2
(g) → __CO2
(g) + __H2
O(g)
C. __Cl2
(aq) + __NaBr(aq) → __NaCl(aq) + __Br2
(aq) G. __C2
H4
(g) + __O2
(g) → __CO2
(g) + __H2
O(g)
D. __Zn(s) + __HCl(aq) → __H2
(g) + __ZnCl2
(aq) H. __KClO3
(s) → __KCl(s) + __O2
(g)
I. __C2
H6
(g) + __O2
(g) → __CO2
(g) + __H2
O(g)
Étapes pour équilibrer les équations chimiquesÉtape 1. Placez un coefficient de un à côté de la formule chimique la plus complexe ou qui a le plus gros
nombre d’atomes. Notez le nombre et l’identité de chaque atome dans le composé.
Étape 2. Écrivez un coefficient à côté de l’autre formule chimique avec le.s même.s atome.s sur l’autre
côté de l’équation pour équilibrer le nombre d’atomes de l’élément.
Étape 3. Répétez étape 2 jusqu’à ce que tous les atomes dans le premier composé sont balancés.
Étape 4. Vérifiez si tous les atomes sont équilibrés. Si non, écrivez un coefficient devant des composés qui
ne sont pas équilibrés.
Étape 5. Vérifiez si tous les coefficients sont simplifiés au plus petit nombre naturel (1, 2, 3, …).
Le balancement des équations physiques au lien http://www.alloprof.qc.ca/BV/Pages/s1072.aspx
Les équations squelettes et de mots
Équation squelette: Résumé d’une réaction chimique à l’aide de symboles : peut être incomplète ou non
balancée.
Équation de mots : résumé d’une réaction chimique en mots qui peuvent être traduits en équation
chimique.
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Prédire, équilibrer et identifier les types de réactions chimiques
Partie A:
Équilibrer les équations suivantes en utilisant des coefficients qui sont les plus petits nombres entiers, ensuite déterminer le type de réaction, soit synthèse, décomposition, déplacement simple, déplacement double ou combustion.
Équation chimique Type de réaction
1. ___S8 + ___O2 ___SO3 2. ___HgO ___Hg + ___O2 3. ___Na + ___H2O ___NaOH + ___H2 4. ___C10H16 + ___Cl2 ___C + ___HCl 5. ___FeS2 + ___O2 ___Fe2O3 + ___SO2 Non-applicable
6. ___C5H10 + ___O2 ___CO2 + ___H2O 7. ___K + ___Br2 ___KBr 8. ___SiO2 + ___HF ___SiF4 + ___H2O 9. ___KClO3 ___KCl + ___O2 10. ___P4O10 + ___H2O ___H3PO4 11. ___Sb + ___O2 ___Sb4O6 12. ___HClO4 + ___P4O10 ____H3PO4 + ____Cl2O7 Non-applicable
13. ___C2H5OH + ___O2 ___CO2 + ___H2O 14. ___Ca3(PO4)2 + ___SiO2 + ___C ___CaSiO3 + ___P4 + ___CO Non-applicable
®
®
®
®
®
®
®
®
®
®
®
®
®
®
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Prédire, équilibrer et identifier les types de réactions chimiques
Partie B:
Prédire les produits, le cas échéant, et écrivez l’équation équilibrée pour chaque équation chimique verbaux.
1. Hydroxyde de sodium oxyde de sodium + eau
2. Fer + oxygène oxyde de fer(III)
3. Dioxyde de carbone + eau glucose (formule C6H12O6) + oxygène
4. Sulfure de fer(II) + acide chlorhydrique (formule HCl) chlorure de fer(II) + sulfure d’hydrogène
5. Oxygène + hydrogène (prédire les produits de la réaction de synthèse)
6. Chlore + iodure de sodium chlorure de sodium + iode
7. Nitrate d’aluminium + acide sulfurique (formule H2SO4) sulfate d’aluminium + acide nitrique (formule HNO3)
8. Oxyde d’argent est décomposé en ces éléments
9. Phosphate d’ammonium + hydroxyde de baryum réagissent dans une réaction de déplacement double
10. Hydroxyde de calcium + acide nitrique (formule HNO3)
®
®
®
®
®
®
®
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Types de réactions et l’équilibrage
PARTIE 1 Équilibrez les équations suivantes et indiquez le type de réaction, soit synthèse, décomposition, déplacement simple, déplacement double ou combustion.
1. ____ NaBr + ____ H3PO4 → ____ Na3PO4 + ____ HBr
2. ____ Ca(OH)2 + ____ Al2(SO4)3 → ____ CaSO4 + ____ Al(OH)3
3. ____ Mg + ____ Fe2O3 → ____ Fe + ____ MgO
4. ____ C2H4 + ____ O2 → ____ CO2 + ____ H2O
5. ____ PbSO4 → ____ PbSO3 + ____ O2
6. ____ NH3 + ____ I2 → ____ N2I6 + ____ H2
7. ____ H2O + ____ SO3 → ____ H2SO4
8. ____ H2SO4 + ____ NH4OH → ____ H2O + ____ (NH4)2SO4
9. _____ CaF2 + _____ Na → _____ NaF + _____ Ca
10. _____ CaCO3 → _____ CaO + _____ CO2
11. _____ HNO3 + _____ NaHCO3 → _____ NaNO3 + _____ H2CO3
12. _____ H2O + _____ O2 → _____ H2O2
13. _____ NaF + _____ CaBr2 → _____ NaBr + _____ CaF2
14. _____ Ag2S → _____ Ag + _____ S8
15. _____ FeBr2 + _____ AgNO3 → _____ Fe(NO3)2 + _____ AgBr
16. _____ HNO3 + _____ Ba(OH)2 → _____ Ba(NO3)2 + _____ H2O
Les 5 types de réactions chimiques
1.2.3.4.5.
Les réactions de synthèse
Un morceau de laine d’acier réagit avec l’oxygène pour produire l’oxyde de fer (III).
Les réactions de décomposition
Le peroxyde d’hydrogène réagit dans la présence d’un catalyseur (dioxyde de manganèse (IV))
pour produire de l’eau et de l’oxygène diatomique.
Les réactions de déplacement simple
Le cuivre solide réagit avec une solution aqueuse de nitrate d’argent pour produire un précipité
d’argent et une solution bleue de nitrate de cuivre (II).
Les réactions de déplacement double
Des solutions aqueuses de nitrate de plomb (II) et iodure de potassium sont combinées pour
produire un précipité d’iodure de plomb (II) et une solution aqueuse de nitrate de potassium.
Les réactions de combustion
L’éthanol brûle en présence d’oxygène pour produire du gaz carbonique et de la vapeur d’eau.
Les moles et les réactions chimiques
Les réactions chimiques balancées se lisent en unités de moles ! Ceci nous permet de comparer les nombres d’atomes exacts car les masses de chaque produit chimique diffèrent et ne peuvent pas être comparés.
2 C(s) + 1 O2
(g) → 2 CO(g)
La stœchiométrieUne méthode de calcul utilisant les moles qui nous permet de prédire les montants de produits et réactifs, soient en grammes, moles, ou litres. Ex. 1: Calculez la masse de dioxyde de carbone produit dans la combustion de 0,802 g de méthane. Suppose que la quantité d’oxygène est suffisante.
1 CH4(g)
+ 2 O2(g)
→ 1 CO2(g)
+ 2 H2
O(l)
Moles de CH4
:
Réactif limitant (substance entièrement utilisée):
Moles de CO2
à partir du rapport entre CH4(g)
et CO2(g)
:
Masse de CO2
:
Votre professeur conduit un DeLorean compact de 1982 avec un moteur convecteur temporel (« flux capacitor ») qui brûle un mélange de carburant de 85% de méthanol, formule CH
3OH (densité 0,792g/mL) et de 15% d’hexane,
formule C6
H14
(densité de 0,655g/mL.) La fréquence de remplissage est 2x/semaine car le véhicule est utilisé pour le voyage dans le temps et doit atteindre une vitesse supérieure à 88 mph pour déstabiliser le continuum spatiotemporel.
Quelle est l’empreinte carbone annuel de la voiture de votre professeur ?
Équation chimique balancée: CH3
OH(g)
+ O2(g)
→ CO2(g)
+ H2
O(g)
Masse de CH3
OH :
Moles de CH3
OH :
Moles de CO2
à partir du rapport entre CH3
OH et CO2
:
Masse de CO2
:
La stœchiométrie : empreinte carbonique Partie 1
Votre professeur conduit un DeLorean compact de 1982 avec un moteur convecteur temporel (« flux capacitor ») qui brûle un mélange de carburant de 85% de méthanol, formule CH
3OH (densité 0,792g/mL) et de 15% d’hexane,
formule C6
H14
(densité de 0,655g/mL.) La fréquence de remplissage est 2x/semaine car le véhicule est utilisé pour le voyage dans le temps et doit atteindre une vitesse supérieure à 88 mph pour déstabiliser le continuum spatiotemporel.
Quelle est l’empreinte carbone annuel de la voiture de votre professeur ?
Équation chimique balancée:
Masse de C6
H14
:
Moles de C6
H14
:
Moles de CO2
à partir du rapport entre C6
H14
: et CO2
:
Masse de CO2
:
La stœchiométrie : empreinte carbonique Partie 2
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Calculez votre empreinte carbone à l’aide de la stœchiométrie
Question: Quelle quantité de carbone produisez-vous en conduisant? Instructions: Encerclez une option dans chaque colonne qui correspond au type de véhicule, type de carburant, et fréquence de faite de plein (« fill up ») qui correspond à vos habitudes de conduite.
Type de véhicule Taille
du réservoir
Type de carburant Fréquence de remplissage
1. VOITURE SOUS-COMPACTE Chevy Sonic, Kia Rio, Ford Fiesta, Honda Fit, ToyotaPrius
40L
1. Diesel 100% C12H24 (densité 0,832g/mL)
2. Essence ordinaire 87 % C8H18 (densité d’octane 0,703 g/mL) et 13 % C7H16 (densité d’heptane 0,684 g/mL)
3. Essence Premium 90 % C8H18 (densité d’octane 0,703 g/mL) et 10 % C2H5OH (densité d’éthanol 0,789 g/mL)
1. 2x/semaine 2. Hebdomadaire 3. 3x/mois 4. Bihebdomadaire 5. Mensuel
2. VOITURE COMPACTE Honda Civic, Ford Focus, Toyota Corolla, Mazda3, Chevy Cruze
50L
3. VÉHICULE UTILITAIRE SPORT Honda CR-V, Mazda CX-5, Kia Sportage, Toyota RAV4
65L
4. CAMION 100L
Calculs: Complétez chaque étape pour déterminer votre empreinte carbone annuel à partir de la consommation de carburant. Écrivez vos sélections dans le tableau ci-dessous.
Type de véhicule
Taille du réservoir
Type de carburant
Fréquence de remplissage
Étape 1 : Sélectionnez un type de carburant et écrivez la réaction de combustion équilibrée. Étape 2 : Convertissez le volume de carburant en L en grammes en utilisant la densité du carburant. N’oubliez pas de tenir compte du pourcentage de composition.
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Calculez votre empreinte carbone à l’aide de la stœchiométrie
Étape 3 : Convertissez la masse de carburant en moles. Étape 4 : Utilisez le rapport entre les moles du CO2 au carburant dans l’équation équilibrée pour trouver les moles du CO2 qui sont produits. Étape 5 : Convertissez les moles de CO2 à la masse en kilogrammes. Étape 6 : Si vous utilisez un mélange de carburant, répétez les calculs de 1-5 pour le deuxième type de carburant. Étape 7 : Ajoutez les deux masses finales de CO2 et calculez la masse annuelle de CO2 produite.
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques Calculez votre empreinte carbone à l’aide de la stœchiométrie
Calcul de problème type Votre professeur conduit un DeLorean compact de 1982 avec un moteur convecteur temporel (« flux capacitor ») qui brûle un mélange de carburant de 85% de méthanol, formule CH3OH (densité 0,792g/mL) et de 15% d’hexane, formule C6H14 (densité de 0,655g/mL.) La fréquence de remplissage est 2x/semaine car le véhicule est utilisé pour le voyage dans le temps et doit atteindre une vitesse supérieure à 88 mph pour déstabiliser le continuum spatiotemporel. Quelle est l’empreinte carbone annuel de la voiture de votre professeur ?
Le réactif limitantQuand il y a plusieurs réactifs et vous voulez prédire soit la masse de produits soit la masse des réactifs, il est nécessaire de déterminer le réactif limitant: la substance entièrement utilisée, (Smoot, Smith, et Price, 1990, p.273).
Ex. Déterminez le réactif limitant et les moles d’eau qui sont produits dans la réaction de 0,179 mol d’hydrogène et 0.0446 mol d’oxygène dans un contenant et qu’on y fait jaillir une étincelle, un explosion se produit. La réaction donne de l’eau. Réaction chimique équilibrée :
Réactif limitant :
Moles d’eau à partir du rapport entre le R.L. et H2
O :
La stœchiométrie et les gaz à TPN et TAPNSouvent les gaz sont impliqués dans les réactions, mais il n’est pas pratique de mesurer leurs masses en grammes. Il est plus pratique de mesurer le volume d’un gaz dans les unités de litres. Ceci veut dire qu’il est nécessaire d’avoir un rapport entre le volume d’un gaz et la mole. Spécifiquement, ce rapport est appelé le volume molaire qui a deux valeurs, dépendant des conditions de température et de pression atmosphérique.
TPN : température et pression normales où T=0°C et P=101,3 kPa
1 mole de gaz à TPN occupe un volume de 22,4 L
TAPN : température ambiante et pression normale où T=25°C et P=101,3 kPa
1 mole de gaz à TAPN occupe un volume de 24,5 L
Calculs de volume molaireFaites les conversions suivantes:
1. Convertis 13,4 L de CO2
à TPN à moles.2. Convertis 1,35 moles de CH
4 à TPN à litres.
3. Convertis 0,987 L de CO à TAPN à moles.
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques
L’analyse gravimétrique et la stœchiométrie
Objectif Déterminez le nombre d’oxydation d’un ion de cuivre dans la réaction entre cuivre et une
solution de nitrate d’argent en employant l’analyse gravimétrique et la stœchiométrie. Produits chimiques • Fil de cuivre de 30 cm enroulé dans
une forme de bobine • 100 mL de solution de nitrate d’argent
de 0,10 M • Acétone pour rincer • Eau distillée pour rincer
Équipement • Bécher de 250 mL • Flacon-laveur avec de
l’eau distillée • Cloche de verre
• Éprouvette de taille
moyenne • Tige agitatrice en verre
Sécurité
1. Les solutions d’acétone et nitrate d’argent sont toxiques. Observez les
précautions appropriées. 2. Le nitrate d’argent tache la peau et les vêtements. 3. Rincez les zones touchées avec de grandes quantités d’eau. 4. Portez des lunettes de sécurité sur vos yeux pour vous protéger.
Procédure Jour 1.
1. Obtenez un morceau de fil de cuivre de 30 cm. Enroulez le fil autour d’une
éprouvette 3 à 4 fois pour faire une bobine. Fixez une extrémité du fil au bord du
bécher et adaptez la majeure partie du fil sous la marque d’étalonnage de 100 mL.
Faites inspecter votre pratique par votre instructeur. 2. Retirez le fil et enregistrez sa masse dans le tableau de données. 3. Marquez un bécher propre et sec de 250 mL avec le numéro de votre groupe et la
période de votre classe. Enregistrez la masse du bécher vide. 4. Mettez vos lunettes de sécurité sur vos yeux et obtenez 100 ml de solution de
nitrate d’argent dans le bécher. Retournez à votre poste. 5. Insérez délicatement le fil de cuivre dans la solution de nitrate d’argent, couvrez-
le avec la cloche de verre tel que demandé par votre professeur et enregistrez vos
observations pendant cinq minutes. 6. Placez soigneusement votre bécher étiqueter et couvert sur le comptoir comme
indiquer par votre professeur. 7. Écrivez les deux équations chimiques équilibrées dans la section des Équations
chimiques équilibrées et complétez les calculs numéros 1 et 2.
Jour 2.
8. Retirez votre bécher couvert et placez-le sur le comptoir à votre poste. Enregistrez
les observations pertinentes dans la section appropriée de votre laboratoire. 9. Retirez la cloche de verre, rincer et le ranger.
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques
L’analyse gravimétrique et la stœchiométrie
10. Retirez délicatement le précipité solide autour du fil de cuivre. Suivez les étapes
décrit par votre professeur. 11. Rincer le fil de cuivre avec de petites quantités d’eau distillée pour enlever tous le
produit solide, puis rincer à l’acétone selon les directives de votre instructeur. Une
tige de remuer en verre est utile pour accomplir cette étape. 12. Attendez que le fil soit complètement sec et enregistrez sa masse dans le tableau
de données fournie. 13. Égouttez le liquide dans un bécher pour les déchets en faisant attention de ne pas
perdre de solides. 14. Rincez et égouttez deux fois de plus avec l’eau distillée. 15. Déposez votre bécher sur un plateau à sécher ensuite nettoyer et ranger toute la
verrerie restante. 16. Complétez les calculs no. 3 et 4 dans la section des Résultats expérimentaux.
Jour 3.
17. Obtenir la masse de bécher et de produit solide séché. 18. Placez votre produit en masse dans le contenant fourni par l’instructeur, nettoyez,
séchez et rangez votre bécher. 19. Calculs complets 3.
Tableau des masses
1. Masse de bécher propre et sec _ _,_ _ g 2. Masse initiale du fil de cuivre _ _,_ _ g 3. Masse finale du fil de cuivre _ _,_ _ g 4. Masse de cuivre réagi _ _,_ _ g 5. Masse de bécher et de produit séché _ _,_ _ g 6. Masse de produit séché _ _,_ _ g
Observations Enregistrez des observations à chaque jour qui vous aideront à comprendre vos résultats
et à tirer les conclusions appropriées. Jour 1 Jour 2 Jour 3
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques
L’analyse gravimétrique et la stœchiométrie
Équations chimiques équilibrées Enregistrez les deux équations chimiques équilibrées possibles pour la réaction lorsque le
fil de cuivre réagit avec la solution de nitrate d’argent aqueuse.
A. B.
Calculs Calculs d’échantillons
1. Calculez les moles de cuivre en supposant que 2,00 g réagit.
2. Calculez la masse du produit solide
a. en utilisant l’équation chimique équilibrée A.; et
b. en utilisant l’équation chimique équilibrée B.
Résultats expérimentaux
3. Calculez les moles de cuivre réagi.
4. Calculer la masse attendue du produit solide
a. en utilisant l’équation chimique équilibrée A. ; et
b. en utilisant l’équation chimique équilibrée B.
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques
L’analyse gravimétrique et la stœchiométrie
5. Calculez le pourcentage d’erreur entre la masse attendue de produit solide et la
masse réelle obtenue a. en utilisant l’équation chimique équilibrée A.; et
b. en utilisant l’équation chimique équilibrée B.
6. Calculez le rapport de moles du produit solide au moles de cuivre réagi pour
l’équation chimique avec le pourcentage d’erreur la plus faible.
Conclusion Consultez la rubrique pour vous guider dans la clarification et la récapitulatif de
l’objectif, l’état de vos résultats et l’erreur associée. Expliquez vos résultats en
démontrant comment ils satisfont à l’objectif. Tapez votre conclusion en format
paragraphe et soumettez-la sur une feuille de papier séparée.
Chimie 30S et avancée : Les réactions chimiques
L’analyse gravimétrique et la stœchiométrie
nom: groupe de laboratoire no.:
Pre Lab and Calculations Rubric (6 marks)
Critères EN DESSOUS DU
NIVEAU Développement AU NIVEAU
Prélab (Prelab)
Prelab n’a pas
d’ajouts du contour
du laboratoire (0) ou
contient moins de 3
des critères de niveau
expert (1)
Prelab contient deux (1.5) ou trois (2 ) de 4 critères
de niveau expert
Prelab contient toutes les masses
enregistrées, un minimum de 3
observations pertinentes, et deux
équations chimiques correctement
équilibrées (3)
Calculs
Aucun calcul soumis
(0) ou section ne
contient qu’un seul (1) critères du
niveau expert
La section de calculs
contient un minimum de
deux (1,5) ou trois (2) des quatre critères du
niveau expert
Corriger les réponses à tous les
calculations qui suivent une
séquence mathématique logique correcte, montrant toutes
les unités (3)
Rapport de laboratoire Conclusion Rubric (4 marques)
Critères Novice Intermédiaire Expert
La conclusion est
originale
(aucun autre
critère n’est
évalué si ces
critères sont
évalués au niveau
Novice)
Certains aspects de la
conclusion sont les
mêmes que ceux d’un
autre élève ou que la
conclusion entière est
la même que celle
d’un autre élève
Le niveau intermédiaire ne
s’applique pas à ces critères
d’évaluation
La conclusion est écrite dans les
propres mots de l’élève
Objectifs résumés
Les objectifs ne sont
pas résumés ou
clarifiés (0)
Tous les objectifs ne sont pas
résumés, ou les objectifs sont
simplement recopiés en
utilisant le même libellé que
l’objectif indiqué (0,5)
Objectif (s) est/sont résumés ou
clarifiés dans les propres mots de
l’élève (1)
Objectifs
répondus en
faisant référence
aux résultats
Aucune conclusion
présente (0) ou
conclusion ne
manque plus de deux
des critères de niveau
expert (0,5)
La conclusion contient tous
les critères de niveau expert
sauf deux (1,5)
Chaque objectif est répondu
correctement et de façon concise en
format paragraphe en utilisant des
résultats qui sont corrects, y
compris les unités et les erreurs
expérimentales en pourcentage
associées, et les calculs appropriés
de référence, les procédures et/ ou
les graphiques (2)
Les écarts entre
les résultats
expérimentaux et
les résultats
attendus sont
expliqués
Aucune explication
de la différence entre
les résultats attendus
et expérimentaux (0)
La conclusion contient une
explication de la différence
entre les résultats attendus et
expérimentaux ou un énoncé
d’explication quant aux
améliorations apportées à la
conception du laboratoire qui
ne donneraient pas de
meilleurs résultats (0,5)
La conclusion contient une
explication de la différence entre les
résultats attendus et expérimentaux
ou une déclaration d’explication
quant aux améliorations apportées à
la conception du laboratoire qui
démontre une auto-réflexion du
processus de laboratoire et/ou une
compréhension plus approfondie du
concept examiné (1)
/16
CHIMIE 30S ET AVANCÉE : QUESTIONS VERBALES
Adaptée de : Mustoe, F., Jansen, M. P., Doram, T., Ivanco, J., Clancy, C., & Ghazariansteja, A. (2002). Chimie 11 (J. Charbonneau, R. Lepalme, et J.L. Riendeau, Trans.). Montréal, QC :
Chenelière/McGraw-Hill. (Œuvre originale publiée en 2001)
MODULE 1 : LES RÉACTIONS CHIMIQUES
A. LA DÉTERMINATION DE LA MASSE ATOMIQUE MOYENNE
1. À l’état naturelle, l’argent se présente sous forme de deux isotopes. Sers-toi des données fournies ci-dessous sur la masse de chaque isotope et son abondance relative pour calculer la masse atomique moyenne de l’argent. (p. 167)
Isotope Masse
atomique (uma) Abondance relative (%)
47Ag107 106,9 51,8
47Ag109 108,9 48,2 2. Les deux isotopes stables du bore se présente dans les proportions suivantes : 19,78% de
5B10 (10,01 uma) et 80,22% de 5B11 (11,01 uma). Calcule la masse atomique moyenne du bore.
3. À l’état naturel, le silicium se compose de trois isotopes. Voici ces isotopes suivis de leur abondance relative et de leur masse atomique : le 14Si28 (92,23%, 27,98 uma), le 14Si29 (4,67%, 28,97 uma) et le 14Si30 (3,10%, 29,97 uma). Calcule la masse atomique moyenne de cet élément.
4. Le cuivre est un métal qui résiste à la corrosion. On s’en sert beaucoup en plomberie et pour les installations électriques. Dans la nature, il existe deux isotopes du cuivre, le 29Cu63 (62,93 uma) et le 29Cu65 (64,93 uma), dont l’abondance relative est respectivement de 69,1% et de 30,9%. Calcule la masse atomique moyenne du cuivre.
5. À l’état naturel, le plomb se présente sous forme de quatre isotopes, soit (avec leur abondance relative et leur masse atomique) le 82Pb204 (1,37%, 204,0 uma), le 82Pb206 (26,26%, 206,0 uma), le 82Pb207 (20,82%, 207,0 uma) et le 82Pb208 (51,55%, 208,0 uma). Calcule la masse atomique moyenne du plomb.
C. LA DÉTERMINATION DE L’ABONDANCE RELATIVE DES ISOTOPES
6. À l’état naturel, le bore se présente sous forme de deux isotopes : le 5B10 (10,01 uma) et le
5B11 (11,01 uma). Calcule l’abondance relative de chaque isotope de cet élément. (p. 169) 7. Dans la nature, on trouve généralement l’hydrogène sous forme de deux isotopes : le 1H1
(1,0078 uma) et le 1H2 (2,0140 uma). Calcule le pourcentage d’abondance relative de chaque isotope d’après la masse atomique moyenne de l’hydrogène.
8. Le lanthane est composé de deux isotopes : le 57La138 (137,91 uma) et le 57La139 (138,91 uma). Consulte le tableau périodique. Que peux-tu dire concernant la quantité relative du
57La138? 9. Le rubidium, qui s’enflamme spontanément au contact de l’oxygène pour former de l’oxyde
de rubidium, Rb2O, a deux isotopes : le 37Rb85 (84,91 uma) et le 37Rb87 (86,91 uma). Si cet élément a une masse atomique moyenne de 85,47 uma, détermine l’abondance relative en pourcentage du 37Rb85.
10. L’oxygène possède trois isotopes : le 8O16 (15,995 uma), 8O17 (16,999 uma) et le 8O18 (17,999 uma). Un de ces isotopes, le 8O17, représente 0,037 % de l’oxygène. Sachant que la masse atomique moyenne de cet élément est de 15,9994 uma, calcule l’abondance relative de chacun des deux autres isotopes en pourcentage.
CHIMIE 30S ET AVANCÉE : QUESTIONS VERBALES
Adaptée de : Mustoe, F., Jansen, M. P., Doram, T., Ivanco, J., Clancy, C., & Ghazariansteja, A. (2002). Chimie 11 (J. Charbonneau, R. Lepalme, et J.L. Riendeau, Trans.). Montréal, QC :
Chenelière/McGraw-Hill. (Œuvre originale publiée en 2001)
C. LE POURCENTAGE DE COMPOSITION D’APRÈS UNE FORMULE CHIMIQUE
11. Détermine le pourcentage de composition du cinnamaldéhyde, formule C9H8O—le composé
responsable pour l’odeur caractéristique de la cannelle—en calculant les pourcentages
massique de carbone, d’hydrogène et d’oxygène. (p. 203)
12. Calcule le pourcentage massique de l’azote dans chacun des composés suivants : (p.204)
a. N2O
b. Sr(NO3)2
c. NH4NO3
d. HNO3
13. Détermine le pourcentage de composition de l’acide sulfurique, H2SO4. (p. 204)
14. Quel est le pourcentage massique de l’oxygène dans le nitrate de potassium? (p. 204)
15. Une société minière voudrait extraire du manganèse métallique du minerai de pyrolusite,
MnO2.
a. Quel est le pourcentage de composition de la pyrolusite? (p. 204)
b. En te servant de ta réponse à la question ci-haute, calcule la masse de manganèse pur
qu’on peut extraire de 250 kg de minerai de pyrolusite. N.B. 1000 g = 1 kg. (p. 204)
16. Étant donné la formule de borax Na2B4O7·10H2O, aussi connu sous le nom d’UICPA de
borate de sodium décahydraté,
a. calculez le pourcentage massique d’eau.
b. Calculez la masse d’eau dans une échantillon de 500 grammes de borax.
D. LES CONVERSIONS DE MOLES
17. Une petite épingle renferme 0,0178 mol de fer, Fe. Combien contient-elle d’atomes de fer?
(p.177)
18. Un échantillon contient 4,70 x 10–4 mol d’or, Au. Combien d’atomes d’or renferment-t-il?
19. Combien y a-t-il de molécules dans 0,21 mole de nitrate de magnésium, Mg(NO3)2?
20. Un litre d’eau renferme 55,6 mol d’eau. Combien y a-t-il de molécules d’eau dans cet
échantillon?
21. La plupart des dissolvants de vernis à ongles contiennent de l’acétate d’éthyle, C4H8O2. Une
bouteille de format ordinaire de ce produit renferme environ 2,5 mol d’acétate d’éthyle.
a. Combien y a-t-il de molécules dans cette bouteille?
b. Combien y a-t-il d’atomes dans cette bouteille?
c. Combien y a-t-il d’atomes de carbone dans cette bouteille?
22. Suppose que tu as un échantillon de 0,829 mol de sulfate de sodium, Na2SO4.
a. Combien y a-t-il de molécules dans cet échantillon?
b. Combien y a-t-il d’ions de sodium, Na+, dans cet échantillon?
23. Combien y a-t-il de moles dans un échantillon de dioxyde de carbone, CO2, qui renferme
5,83 x 1024 molécules? (p. 178)
24. Un échantillon de minerai de bauxite renferme 7,71 x 1024 molécules d’oxyde d’aluminium,
Al2O3. Combien cet échantillon contient-il de moles d’oxyde d’aluminium?
CHIMIE 30S ET AVANCÉE : QUESTIONS VERBALES
Adaptée de : Mustoe, F., Jansen, M. P., Doram, T., Ivanco, J., Clancy, C., & Ghazariansteja, A. (2002). Chimie 11 (J. Charbonneau, R. Lepalme, et J.L. Riendeau, Trans.). Montréal, QC :
Chenelière/McGraw-Hill. (Œuvre originale publiée en 2001)
25. Une cuve de solution nettoyante contient 8,03 x 1026 molécules d’ammoniaque, NH3.
Combien y a-t-il de moles d’ammoniaque dans cette cuve?
26. Un échantillon d’acide cyanhydrique, HCN, contient 3,33 x 1022 atomes. Combien y a-t-il de
moles de cet acide dans l’échantillon? Indice : Trouve d’abord le nombre de molécules de
HCN.
27. Un échantillon d’acide acétique pur, CH3COOH, est constitué de 1,40 x 1023 atomes de
carbone. Combien contient-il de moles d’acide acétique?
28. Calcule la masse de chacune des quantités molaires suivantes : (p. 186)
a. 3,90 mol de carbone, C.
b. 2,50 mol d’ozone, O3.
c. 1.75 x 107 mol de propanol, C3H8O.
d. 1.45 x 10–5 mol de dichromate d’ammonium (NH4)2Cr2O7.
29. Dans chaque groupe, détermine l’échantillon qui a la plus grande masse.
a. 5,00 mol de C, 1,50 mol de Cl2 et 0,50 mol de C6H12O6.
b. 7,31 mol de O2, 5,64 mol de CH3OH et 12,1 mol de H2O.
30. Un litre, 1000 mL, d’eau contient 55,6 mol. Quelle est la masse de cette quantité d’eau?
31. Pour obtenir une réaction donnée, un ingénieur-chimiste a besoin de 255 mol de styrène,
C8H8. Combien de kilogrammes de ce composé doit-il se procurer?
32. Combien y a-t-il de moles d’acide acétique, CH3COOH, dans un échantillon de 23,6 g? (p.
187)
33. Calcule le nombre de moles contenues dans chaque échantillon.
a. 103 g de Mo
b. 1,32 x 104 g de Pd
c. 0,736 kg de Cr
d. 56,3 mg de Ge
34. Combien de moles de composé trouve-t-on dans chacun de ces échantillons?
a. 39,2 g de dioxyde de silicium, SiO2.
b. 7,34 g d’acide nitreux, HNO2.
c. 1,55 x 105 kg de tétrafluorure de carbone, CF4.
d. 8,11 x 10–3 mg de 1-iodo-2,3-diméthylbenzène, C8H9I.
35. On se sert du chlorure de sodium, NaCl, pour faire fondre la neige. Combien y a-t-il de
moles de ce composé dans un sac de 10 kg?
36. L’octane, C8H18, est un des principaux ingrédients de l’essence. Calcule le nombre de moles
qu’un échantillon de 20,0 kg d’octane renferme.
37. Quelle est la masse de 5,67 x 1024 formules de chlorure de cobalt(II), CoCl2? (p. 189)
38. Détermine la masse de chacun de ces échantillons.
a. 6,02 x 1024 formules de ZnCl2.
b. 7,38 x 1021 formules de Pb3(PO4)2.
c. 9,11 x 1023 molécules de C15H21N3O15.
d. 1,20 x 1029 molécules de N2O5.
CHIMIE 30S ET AVANCÉE : QUESTIONS VERBALES
Adaptée de : Mustoe, F., Jansen, M. P., Doram, T., Ivanco, J., Clancy, C., & Ghazariansteja, A. (2002). Chimie 11 (J. Charbonneau, R. Lepalme, et J.L. Riendeau, Trans.). Montréal, QC :
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39. Quelle est la masse du lithium contenu dans 254 formules de chlorure de lithium, LiCl?
40. Exprime la masse d’un seul atome de titane, Ti, en grammes.
41. La vitamine B2, C17H20N4O6, porte aussi le nom de « riboflavine ». Quelle est la masse, en
grammes, d’une seule molécule de ce composé?
42. Le chlore gazeux, Cl2, peut réagir avec l’iode, I2, pour former du chlorure d’iode, ICl.
Combien de molécules de chlorure d’iode trouve-t-on dans un échantillon de 2,74 x 10–1 g?
(p. 190)
43. Détermine le nombre de molécules ou de formules de chacun de ces échantillons.
a. 10,0 g d’eau, H2O.
b. 52,4 g de méthanol, CH3OH.
c. 23,5 g de dichlorure de disoufre, S2Cl2.
d. 0,337 g de phosphate de plomb(II), Pb3(PO4)2.
44. Combien d’atomes d’hydrogène y a-t-il dans 5,3 x 104 molécules de glutamate de sodium,
NaC5H8NO4?
45. Combien y a -t-il de molécules dans un échantillon de 64,3 mg de décaoxyde de
tétraphosphore, P4O10?
46. Étant donné un échantillon de 4,35 x 10–2 g de chlorate de potassium, KClO3,
a. Combien y a-t-il de formules?
b. Combien y a-t-il d’ions (de chlorate et de potassium) dans cet échantillon?
E. DÉTERMINATION DE LA FORMULE EMPIRIQUE D’UN COMPOSÉ
47. Calcule la formule empirique d’un composé qui renferme 85,6% de carbone et 14,4%
d’hydrogène. (p. 208)
48. Un composé renferme 17,6% d’hydrogène et 82,4% d’azote. Détermine sa formule
chimique.
49. Détermine la formule empirique d’un composé qui contient 46,3% de lithium et 53,7%
d’oxygène.
50. Quelle est la formule empirique d’un composé formé de 15,9% de bore et de 84,1% de
fluor?
51. Détermine la formule empirique d’un composé constitué de 52,51% de chlore et 47,48% de
soufre.
52. Le pourcentage de composition d’un combustible se répartit comme suit : 81,7% de
carbone et 18,3% d’hydrogène. Trouve sa formule empirique.
53. Un oxyde de chrome est constitué de 68,4% de chrome et de 31,6% d’oxygène. Quelle est
sa formule empirique?
54. Le phosphore réagit avec l’oxygène pour former un composé renfermant 43,7% de
phosphore et 56,4% d’oxygène. Quelle est la formule empirique de ce composé?
55. Un sel inorganique comprend 17,6% de sodium, 39,7% de chrome et 42,8% d’oxygène.
Quelle est sa formule empirique?
56. Le composé X renferme 69,9% de carbone, 6,86% d’hydrogène et 23,3% d’oxygène.
Détermine sa formule empirique.
CHIMIE 30S ET AVANCÉE : QUESTIONS VERBALES
Adaptée de : Mustoe, F., Jansen, M. P., Doram, T., Ivanco, J., Clancy, C., & Ghazariansteja, A. (2002). Chimie 11 (J. Charbonneau, R. Lepalme, et J.L. Riendeau, Trans.). Montréal, QC :
Chenelière/McGraw-Hill. (Œuvre originale publiée en 2001)
57. On fait brûler un échantillon de 1,000 g d’un composé pur contenant uniquement du
carbone et de l’hydrogène dans un analyseur de combustion du carbone-hydrogène.
L’opération produit 0,6919 g d’eau et 3,338 g de dioxyde de carbone. (p. 220)
a. Calcule les masses du carbone et de l’hydrogène dans l’échantillon.
b. Trouve la formule empirique de ce composé.
58. On soumet un échantillon de 0,539 g d’un composé contenant uniquement du carbone et
de l’hydrogène à une analyse de combustion. Cette combustion produit 1,64 g de dioxyde
de carbone et 0,807 g d’eau. Détermine le pourcentage de composition et la formule
empirique de ce composé.
F. DÉTERMINATION D’UNE FORMULE MOLÉCULAIRE
59. La formule empirique du ribose (un sucre) est CH2O. Au cours d’une expérience avec un
spectromètre de masse, on a établi que ce composé a une masse molaire de 150 g/mol.
Quelle est la formule moléculaire du ribose?
60. Le butane, le combustible dont on se sert dans les briquets jetables, a comme formule
empirique C2H5. Au cours d’une expérience, on a établi qu’il a une masse molaire de 58
g/mol. Quelle est sa formule moléculaire?
61. L’acide oxalique a une masse molaire de 90 g/mol, et sa formule empirique est CHO2. Quelle
est la formule moléculaire de cet acide?
62. La codéine a une masse molaire de 299 g/mol, et sa formule empirique est C18H21NO3.
Quelle est sa formua moléculaire?
63. Un composé a une masse molaire de 240,28 g/mol. Son pourcentage de composition se
décrit comme suit : 75,0% de carbone, 5,05% d’hydrogène et 20,0% d’oxygène. Quelle est la
formule moléculaire de ce composé?
64. En effectuant une analyse de combustion du carbone-hydrogène sur un échantillon de 874
mg de cortisol, on obtient 2,23 g de dioxyde de carbone et 0,652 g d’eau. Au moyen d’un
spectromètre de masse, on a déterminé que cette hormone a une masse molaire de 362
g/mol. Sachant qu’elle contient du carbone, de l’hydrogène et de l’oxygène, détermine sa
formule moléculaire. (p. 221)
G. LA DÉTERMINATION DE LA FORMULE D’UN COMPOSÉ IONIQUE HYDRATÉ
65. Un hydroxyde de baryum hydraté, Ba(OH)2·xH2O, est utilisé pour fabriquer des sels de
baryum et pour préparer certains composés organiques. Comme il réagit avec le CO2 de l’air
pour former du carbonate de baryum, BaCO3, on doit le conserver dans des contenants
hermétiquement fermés. (p. 224)
a. Un échantillon de 50,0 g de cet hydrate renferme 27,2 g de Ba(OH)2. Calcule le
pourcentage massique de l’eau dans le Ba(OH)2·xH2O.
b. Trouve la valeur de x dans le Ba(OH)2·xH2O.
66. Quel est le pourcentage massique de l’eau dans le sulfite de magnésium hexahydraté,
MgSO3·6H2O ?
CHIMIE 30S ET AVANCÉE : QUESTIONS VERBALES
Adaptée de : Mustoe, F., Jansen, M. P., Doram, T., Ivanco, J., Clancy, C., & Ghazariansteja, A. (2002). Chimie 11 (J. Charbonneau, R. Lepalme, et J.L. Riendeau, Trans.). Montréal, QC :
Chenelière/McGraw-Hill. (Œuvre originale publiée en 2001)
67. La formule d’un échantillon de 3,34 g d’un hydrate est SrS2O3·xH2O. En chauffant cet
hydrate, on en retire l’eau et on obtient 2,30 g de SrS2O3. Trouve la valeur de x dans
SrS2O3·xH2O.
68. Un hydrate du chlorate de zinc, Zn(ClO3)2·xH2O, renferme 21,5% de zinc en masse. Trouve la
valeur de x dans Zn(ClO3)2·xH2O.
69. On chauffe un échantillon de 2,78 g de sulfate de fer(II) hydraté, FeSO4·xH2O, pour en retirer
complètement l’eau. On constate alors que le sulfate de fer(II) anhydre a une masse de 1,52
g. Calcule le nombre de molécules d’eaux associées à chaque unité de formule de FeSO4. (p.
230)
H. LES CALCULS STŒCHIOMÉTRIQUES
70. On peut éliminer le dioxyde de carbone produit par les astronautes à l’aide de l’hydroxyde
de lithium. Ces composés réagissent pour former du carbonate de lithium et de l’eau. Un
astronaute expire en moyenne 1,00 x 103 g de dioxyde de carbone par jour. Quelle masse
d’hydroxyde de lithium les ingénieurs doivent-ils prévoir par astronaute dans un vaisseau
spatial pour chaque jour? (1,09 x 103 g) Problème type p. 243
71. Le sulfate d’ammonium, (NH4)2SO4, sert de source d’azote dans la fabrication de certains
engrais. Il réagit avec l’hydroxyde de sodium pour produire du sulfate de sodium, de l’eau et
de l’ammoniac.
(NH4)2SO4(s) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l) + 2NH3(g)
Quelle masse d’hydroxyde de sodium réagira complètement avec 15,4 g de (NH4)2SO4? (9,32
g)
72. On peut éliminer l’oxyde de fer(III), mieux connu sous le nom de « rouille », qui s’accumule
sur le fer en le faisant réagir avec de l’acide chlorhydrique pour produire du chlorure de
fer(III) et de l’eau.
Fe2O3(s) + 6HCl(aq) → 2FeCl3(aq) + 3H2O(l)
Quelle masse de chlorure d’hydrogène réagira avec 1,00 x 102 g de rouille? (137 g)
73. Le fer réagit lentement avec l’acide chlorhydrique pour former du chlorure de fer(II) et de
l’hydrogène gazeux.
Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
Quelle masse de HCl réagira avec 3,56 g de fer? (4,65 g)
74. Le pentoxyde de diazote est un solide blanc. Lorsqu’on le chauffe, il se décompose pour
produire du dioxyde d’azote et de l’oxygène.
2N2O5(s) → 4NO2(aq) + O2(g)
Combien de grammes d’oxygène gazeux cette réaction produira-t-elle si on obtient 2,34 g
de NO2? (0,814 g)
75. On utilise un mélange de combustibles formé d’hydrazine, N2H4, et de tétroxyde de diazote,
N2O4, pour propulser un module lunaire dans l’espace. Ces deux composés réagissent pour
former de l’azote gazeux et de la vapeur d’eau.
2N2H4(l) + N2O4(l) → 3N2(g) + 4H2O(l)
Si 150,0 g d’hydrazine réagissent avec une quantité suffisante de tétroxyde de diazote,
quelle masse d’azote gazeux obtiendra-t-on? (197 g) Problème type p. 245
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Adaptée de : Mustoe, F., Jansen, M. P., Doram, T., Ivanco, J., Clancy, C., & Ghazariansteja, A. (2002). Chimie 11 (J. Charbonneau, R. Lepalme, et J.L. Riendeau, Trans.). Montréal, QC :
Chenelière/McGraw-Hill. (Œuvre originale publiée en 2001)
76. De la poudre de zinc réagit rapidement avec du soufre en poudre au cours d’une réaction
fortement exothermique (relâchement de la chaleur).
8Zn(s) + S8(l) → 8ZnS(s)
Quelle masse de sulfure de zinc peut-on s’attendre à obtenir lorsque 32,0 g de S8 réagissent
avec une quantité suffisante de Zn? (97,2 g)
77. L’addition de l’acide chlorhydrique concentré à de l’oxyde de manganèse(IV) entraîne la
production de chlore gazeux.
4HCl(aq) + MnO2(g) → MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2H2O(l)
Quelle masse de chlore peut-on obtenir lorsque 4,76 x 10–2 g de HCl réagissent avec une
quantité suffisante de MnO2? (2,31 x 10–2 g)
78. Le carbure d’aluminium, Al4C3, est une poudre jaune qui réagit avec l’eau pour produire de
l’hydroxyde d’aluminium et du méthane.
Al4C3(s) + 12H2O(l) → 4Al(OH)3(s) + 3CH4 (g)
Quelle masse d’eau réagira complètement avec 25,0 g de carbure d’aluminium? (37,6 g)
79. L’oxyde de magnésium réagit avec l’acide phosphorique, H3PO4(aq), pour produire du
phosphate de magnésium et de l’eau.
3MgO(s) + 2H3PO4(aq) → Mg3(PO4)2(s) + 3H2O(l)
Combien de grammes d’oxyde de magnésium réagiront complètement avec 33,5 g d’acide
phosphorique? (20,7 g)
I. LES CALCULS STŒCHIOMÉTRIQUES DE VOLUME À TPN
80. L’ammoniac est le produit d’une réaction entre l’azote et l ‘hydrogène gazeux. L’équation
chimique de cette réaction est la suivante :
N2 (g) + 3H2(g) → 2NH3 (g)
Suppose que 12,0 L d’azote gazeux réagissent avec de l’hydrogène gazeux à TPN. (p.502
problème type)
a. Quel est le volume de l’ammoniac produit? (24,0 L)
b. Quel est le volume de l’hydrogène brûlé? (36,0 L)
81. Utilise l’équation équilibrée ci-dessous pour répondre aux questions.
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
a. Quel est le rapport molaire entre l’oxygène gazeux et la vapeur d’eau?
b. Quel est le rapport volumique entre l’oxygène gazeux et la vapeur d’eau à TPN?
c. Quel est le rapport volumique entre l’hydrogène gazeux et l’oxygène gazeux?
d. Quel est le rapport de masse volumique entre la vapeur d’eau et l’hydrogène gazeux?
82. On brûle 1,5 L de propane gazeux dans un barbecue. L’équation suivante illustre la réaction.
Tous les gaz sont à TPN. Notez que la réaction n’est pas équilibrée.
C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
a. D’après l’équations équilibrée, quel est le volume de dioxyde de carbone gazeux
produit?
b. Quel est le volume d’oxygène utilisé?
83. Utilise l’équations suivante prou répondre aux questions.
SO2(g) + O2(g) → SO3(g)
CHIMIE 30S ET AVANCÉE : QUESTIONS VERBALES
Adaptée de : Mustoe, F., Jansen, M. P., Doram, T., Ivanco, J., Clancy, C., & Ghazariansteja, A. (2002). Chimie 11 (J. Charbonneau, R. Lepalme, et J.L. Riendeau, Trans.). Montréal, QC :
Chenelière/McGraw-Hill. (Œuvre originale publiée en 2001)
a. Équilibrez l’équation.
b. On produit 12,0 L de trioxyde de soufre, SO3(g), à TPN. Quel est le volume d’oxygène
utilisé?
84. Soit 2,0 L d’un gaz A qui réagissent avec 1,0 L d’un gaz B pour produire 1,0 L d’un gaz C. Tous
les gaz sont à TPN.
a. Écris l’équation chimique équilibrée de cette réaction.
b. Chaque molécule du gaz A est constituée de deux atomes « a » identiques. En d’autres
mots, le gaz A est en réalité a2(g). De même, chaque molécule du gaz B est composée de
deux atomes identiques « b ». Écris la formule chimique du gaz C en utilisant les atomes
« a » et « b ».
85. Lorsque l’acide sulfurique réagit avec le fer un composé de sulfate de fer(II) et l’hydrogène
diatomique est produit.
Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)
Quel volume de gaz obtient-on lorsqu’un excès d’acide sulfurique réagit avec 40,0 g de fer à
TPN? (problème type p.505) (16,0 L)
86. L’azoture de sodium solide, NaN3, se décompose instantanément au moment de l’impact
pour fournir sodium poudré et de l’azote, un gaz nécessaire pour gonfler le coussin
gonflable dans un automobile. (p.506)
a. Quelle est l’équation chimique équilibrée?
b. Quel est le volume d’azote gazeux produit si 117,0 g d’azoture de sodium sont
emmagasinés dans le volant à TPN?
c. Combient y a-t-il de molécules d’azote dans ce volume?
d. Combien y a-t-il d’atomes d’azote dans ce volume?
87. Suppose que 0,72 g d’hydrogène gazeux, H2, réagit avec 8,0 L de chlore gazeux, Cl2, à TPN.
Combien de litres de chlorure d’hydrogène gazeux, HCl, sont produits?
88. Combien de grammes de bicarbonate de soude, NaHCO3, doit-on utiliser pour produire 45
mL de dioxyde de carbone gazeux à TPN? Le bicarbonate de soude se décompose en
produisant le carbonate de sodium, le dioxyde de carbone et de l’eau.
89. Quelle quantité de zinc (en grammes) doit réagir avec de l’acide chlorhydrique dans une
réaction de déplacement simple pour produire 18 mL de gaz à TAPN? (Indice : Le chlorure
de zinc, ZnCl2, est un produit.)
90. Soit 35 g de gaz propane qui sont brûlés dans un barbecue selon l’équation suivante :
C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
Tous les gaz sont mesurés à TAPN.
a. Quel est le volume de vapeur d’eau produit ?
b. Quel est le volume d’oxygène utilisé?
91. Quelle masse d’oxygène réagit pour produire 0,62 L de vapeur d’eau à TPN? Tu dois d’abord
équilibrer l’équation suivante :
H2(g) + O2(g) → H2O(g)
57-71
89-103
4.00262
10.8115
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(1) Atomic weights of the elements 2013,
Pure Appl. Chem., 88, 265-291 (2016)
www.periodni.com
(272)107(267)104 (268)105 (271)106 (277)108 (276)109 (281)110 (280)111 (285)112 118113 114 115 116 117 (294)(285) (287) (289) (291) (294)
(222)86178.4972 180.9573 183.8474 186.2175 190.2376 192.2277 195.0878 196.9779 200.5980 204.3881 207.282 208.9883 (209)84 (210)85
131.295485.46837 87.6238 88.90639 91.22440 92.90641 95.9542 (98)43 126.9053101.0744 102.9145 106.4246 107.8747 112.4148 114.8249 118.7150 121.7651 127.6052
83.7983639.09819 40.07820 44.95621 47.86722 50.94223 51.99624 54.93825 55.84526 58.93327 58.69328 63.54629 65.3830 69.72331 72.6432 74.92233 34 79.9043578.971
39.948181726.98213 14 30.97415 32.061628.085 35.45
20.1801014.0077 18.998915.999812.011610.815
1 1.008
3 9.012246.94
22.99011 24.30512
132.9155 137.3356
(223)87 (226)88
138.9157 174.9771140.1258 140.9159 144.2460 (145)61 150.3662 151.9663 157.2564 158.9365 162.5066 164.9367 167.2668 168.9369 173.0570
(227)89 232.0490 231.0491 238.0392 (262)103(237)93 (244)94 (243)95 (247)96 (247)97 (251)98 (252)99 (257)100 (258)101 (259)102
1
2
3
4
5
6
7
1
54
2
3
13 14 15 16 17
18
6 7 8 9 10 11 12
13
Ac Th Pa U
Ra Ac-LrFr
Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt AuCs Hg Tl Pb Bi Po At Rn
IRu Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te XeSr Y Zr Nb MoRb
Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ge As SeK Ga KrBr
Al Si SP ArCl
CB NeN FO
He
MgNa
Li Be
H
B
LuSm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm YbLa Ce Pr Nd
BhRf Db Sg Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
LrNp Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
Pm
Tc
IA
IIA
IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB
IVA VA VIA VIIA
VIIIB
VIIIA
IIIA
IIIA
BhRf Db Sg Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
LrNp Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
Pm
Tc
IA
IIA
IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB
IVA VA VIA VIIA
VIIIB
VIIIA
IIIA
IIIA
BhRf Db Sg Hs Mt Ds Rg
Tc
Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
LrNp Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
Pm
BORE
NOMBRE ATOMIQUE
NOM DE L'ÉLÉMENT
SYMBOLE
MASSE ATOMIQUE RELATIVE (1)
NUMÉRO DU GROUPECHEMICAL ABSTRACT SERVICE
(1986)
NUMÉRO DU GROUPERECOMMANDATIONS DE L'IUPAC
(1985)
PÉ
RIO
DE
GROUPE
LANTHANIDES
ACTINIDES
TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTSHYDROGÈNE HÉLIUM
NÉONAZOTE
ARGONCHLORE
FLUOROXYGÈNE
KRYPTON
XÉNON
RADON
CARBONEBORE
ALUMINIUM SILICIUM PHOSPHORE SOUFRE
LITHIUM BÉRYLLIUM
SODIUM MAGNÉSIUM
POTASSIUM CALCIUM SCANDIUM TITANE VANADIUM CHROME MANGANÈSE COBALT NICKEL CUIVRE ZINC GALLIUM GERMANIUM ARSENIC SÉLÉNIUM BROME
RUBIDIUM STRONTIUM YTTRIUM ZIRCONIUM NIOBIUM MOLYBDÈNE
CÉSIUM BARYUM HAFNIUM TANTALE TUNGSTÈNE
FRANCIUM RADIUM
TECHNÉTIUM IODERUTHÉNIUM RHODIUM PALLADIUM ARGENT CADMIUM
RHÉNIUM OSMIUM IRIDIUM PLATINE OR THALLIUM PLOMB BISMUTH POLONIUM ASTATE
INDIUM ÉTAIN ANTIMOINE TELLURE
FER
MERCURE
BOHRIUMRUTHERFORDIUM DUBNIUM SEABORGIUM HASSIUM MEITNERIUM
Lanthanides
Actinides ROENTGENIUMDARMSTADTIUM COPERNICIUM FL ROVIUMÉ LIVERMORIUM
LANTHANE
ACTINIUM
LUTÉTIUMCÉRIUM
THORIUM PROTACTINIUM URANIUM
PRASÉODYME NÉODYME
LAWRENCIUM
PROMÉTHIUM
NEPTUNIUM PLUTONIUM AMÉRICIUM CURIUM BERKÉLIUM CALIFORNIUM EINSTEINIUM FERMIUM MENDELÉVIUM NOBÉLIUM
SAMARIUM EUROPIUM GADOLINIUM TERBIUM DYSPROSIUM HOLMIUM ERBIUM THULIUM YTTERBIUM
OGANESSONNIHONIUM MOSCOVIUM TENNESSE
Fe3+
Fe2+iron (III)
iron (II)
26atomicnumber
ionchargeionname
symbol (IUPAC)
KEY
58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
Ce3+
ceriumPr3+
praseodymiumNd3+
neodymiumPm3+
promethium
Sm3+samarium(III)
samarium(II)
Eu3+
Eu2+europium (III)
europium (II)
Th4+
thorium
Pa5+
Pa4+protactinium(V)
protactinium(IV)
U6+
U4+uranium (VI)
uranium (IV)
Gd3+
gadoliniumTb3+
terbiumDy3+
dysprosiumHo3+
holmiumEr3+
erbiumTm3+
thulium
Yb3+
Yb2+ytterbium(III)
ytterbium(II)Sm2+
Lu3+
lutetium
Np5+ Pu4+
Pu6+plutonium(IV)
Am3+
Am4+americium(IV)
americium(III)neptunium
Bk3+
Bk4+berkelium(IV)
berkelium(III)Cm3+
curiumCf3+
californiumEs3+
einsteiniumFm3+
fermium
Md2+
Md3+mendelevium (II)
mendelevium (III)
Lr3+
lawrencium
No2+
No3+nobelium(II)
nobelium(III)plutonium(VI)
1 2
3 4 5 6 7 8 9 10
13 14 15 16 17 1811 12
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36Ti4+titanium (IV)
Ti3+titanium (III)
V3+vanadium(III)
V5+vanadium (V)
Cr3+
Cr2+chromium (III)
chromium (II)
Mn2+
Mn4+manganese(II)
manganese(IV)
Fe3+
Fe2+iron (III)
iron (II)
Co2+
Co3+cobalt (II)
cobalt (III)
Ni2+
Ni3+nickel (II)
nickel (III)
Cu2+
Cu+copper (II)
copper (I)
Ga3+
galliumSc3+
scandium
Y3+
yttrium
La3+
lanthanum
Ac3+
actinium
Zr4+
zirconium
Hf4+
hafnium
Nb5+
Nb3+niobium (V)
niobium(III)
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
Mo6+molybdenum
Rh3+
rhodium
Ru3+
Ru4+ruthenium(III)
ruthenium(IV)
Pd2+
Pd4+paladium(II)
paladium(IV)
Ag+
silverCd2+
cadmium
Pt4+
Pt2+platinum(IV)
platinum(II)
55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86Au3+
Au+gold (III)
gold (I)
Hg2+mercury (II)
Tl+
Tl3+thallium (I)
thallium(III)
Pb2+
Pb4+lead (II)
lead (IV)
Bi3+
Bi5+bismuth(III)
bismuth(V)
Sn4+
Sn2+tin (IV)
tin (II)
Sb3+
Sb5+antimony(III)
antimony(V)
Tc7+
technitium
Ta5+
tantalumW6+
tungstenRe7+
rheniumOs4+
osmiumIr4+
iridium
87 88 89
H+hydrogen
Li+lithium
Be2+beryllium
Na+sodium
Mg2+magnesium
K+
potassiumCa2+
Rb+
rubidiumSr2+
strontium
Cs+cesium
Ba2+
calcium
barium
Fr+francium
Ra2+radium
Bboron
Ccarbon nitride
N3-oxideO2-
fluorideF-
neonNe
Al3+aluminum
Sisilicon phosphide
P3-sulfide
S2-chloride
Cl-argonAr
heliumHe
Zn2+
zinc
In3+
indium
Ge4+
germaniumAs3-
arsenide selenideSe2-
bromideBr-
kryptonKr
tellurideTe2-
Po2+polonium(II)
polonium(IV)Po4+
iodideI-
xenonXe
astatideAt-
radonRn
hydrideH-
1
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16
17 18
PERIODIC TABLE OF IONSacetatearsenatearsenitebenzoateboratebromatecarbonatechloratechloritechromatecyanatecyanidedichromate
CH3COO–
AsO43–
AsO33–
C6H5COO–
BO33–
BrO3 –
CO32–
ClO3 –
ClO2 –
CrO42–
CNO–
CN–
Cr2O72–
oxalateperchlorateperiodatepermanganateperoxidephosphatepyrophosphatesulfatesulfitethiocyanatethiosulfate
ammoniumhydronium
C2O42–
ClO4 –
IO4 –
MnO4 –
O22–
PO43–
P2O74–
SO42–
SO32–
SCN–
S2O32–
NH4+
H3O+
POSITIVE POLYATOMIC IONS
TABLE OF POLYATOMIC IONS
H2PO4 –
HCO3 –
HC2O4 –
HSO4 –
HS–
HSO3 –
OH–
ClO–
IO3 –
HPO42–
NO3 –
NO2 –
SiO44–
hydrogen carbonatehydrogen oxalatehydrogen sulfatehydrogen sulfidehydrogen sulfitehydroxidehypochloriteiodate
nitratenitriteorthosilicate
monohydrogen phosphate
dihydrogen phosphate
Hg22+
mercury (I)
XSCI20FA : Les réactions chimiques Noms et symboles d’ions usuels
CATIONS ANIONS Nom Formule Nom Formule
Hydrogène H+ Fluorure F– Lithium Li+ Chlorure Cl– Béryllium Be2+ Bromure Br– Bore B3+ Iodure I– Sodium Na+ Oxyde O2– Magnésium Mg2+ Sulfure S2– Aluminium Al3+ Sélénure Se2– Potassium K+ Nitrure N3– Calcium Ca2+ Phosphure P3– Titane(III) Ti3+ Hydrure H– Titane(IV) Ti4+ Chrome(II) Cr2+ ANIONS POLYATOMIQUES Chrome(III) Cr3+ Nom Anion Fer(II) Fe2+ Acétate CH3COO– Fer(III) Fe3+ Carbonate CO3
2– Nickel(II) Ni2+ Carbonate d’hydrogène HCO3
– Nickel(III) Ni3+ Chlorate ClO3
– Cuivre(I) Cu+ Chlorite ClO2
– Cuivre(II) Cu2+ Hypochlorite ClO– Zinc Zn2+ Chromate CrO4
2– Argent Ag+ Hydroxyde OH– Or(I) Au+ Nitrate NO3
– Or(III) Au3+ Nitrite NO2
– Plomb(II) Pb2+ Phosphate PO4
3– Plomb(IV) Pb4+ Sulfate SO4
2– Sulfite SO3
2– CATION POLYATOMIQUE
Nom Formule Ammonium NH4
+