Atomes, molécules et stœchiométrie

Les atomes 原子 sont trop légers pour être pesés en grammes, nous comparons donc chaque masse à une norme unique. Cette norme est l'unité de masse atomique unifiée 统一原子质量单位 (symbole u), définie comme étant exactement un douzième de la masse d'un atome de carbone-12.

En utilisant cette unité, nous exprimons les masses par de simples nombres :

• la masse atomique relative 相对原子质量 $A_r$ d'un élément est la masse moyenne de ses atomes comparée à $\tfrac{1}{12}$ d'un atome de carbone-12. C'est une moyenne sur tous les isotopes 同位素, pondérée selon leur abondance.
• la masse isotopique relative 相对同位素质量 est la masse d'un atome d'un isotope unique, comparée à $\tfrac{1}{12}$ d'un atome de carbone-12.
• la masse moléculaire relative 相对分子质量 $M_r$ d'une molécule 分子 est la somme des masses atomiques relatives de tous ses atomes.
• la masse formule relative 相对式量 est la même idée pour une substance qui n'est pas constituée de molécules (comme un composé ionique). Additionnez les masses atomiques relatives indiquées dans la formule.

Pour trouver $A_r$ à partir de données isotopiques, multipliez la masse de chaque isotope par son pourcentage, additionnez ces résultats, puis divisez par 100.

Exemple résolu. Le chlore est composé de $75\%$ ${}^{35}\text{Cl}$ et de $25\%$ ${}^{37}\text{Cl}$. Trouvez sa masse atomique relative.

Exemple résolu. Un spectromètre de masse montre que le cuivre est $69.2\%$ ${}^{63}\text{Cu}$ et $30.8\%$ ${}^{65}\text{Cu}$. Trouvez sa masse atomique relative.

Les chimistes comptent les particules par groupes appelés moles, tout comme nous comptons les œufs par douzaines.

Un mole 摩尔 (symbole mol) est la quantité de matière contenant le même nombre de particules qu'il y a d'atomes dans exactement 12 g de carbone-12. Ce nombre est la constante d'Avogadro 阿伏伽德罗常量 :

Ainsi, un mole de quoi que ce soit contient $6.02 \times 10^{23}$ particules. Les particules peuvent être des atomes, des molécules ou des ions 离子 — précisez toujours lesquels.

La masse d'un mole en grammes égale la masse relative ($A_r$ ou $M_r$). C'est la masse molaire 摩尔质量, avec les unités $\text{g mol}^{-1}$. L'équation clé est :

où $n$ est la quantité en moles, $m$ est la masse en grammes, et $M$ est la masse molaire.

Exemple résolu. Combien de moles y a-t-il dans $8.0\ \text{g}$ de méthane, $\text{CH}_4$ ? ($A_r$ : C $= 12$, H $= 1$.)

La masse molaire est $M = 12 + 4(1) = 16\ \text{g mol}^{-1}$, donc

Un composé 化合物 est une substance constituée de deux éléments ou plus liés chimiquement.

Charges et formules des composés ioniques

Dans un composé ionique 离子化合物, la charge totale positive équilibre la charge totale négative, donc le composé est globalement neutre.

Vous pouvez prédire la charge de nombreux ions à partir de la position de l'élément dans le Tableau Périodique :

L'hydrogène forme $\text{H}^+$, et les gaz nobles du Groupe 18 ne forment normalement pas d'ions.

Certains ions que vous devez connaître par nom et formule :

Pour un métal pouvant avoir plusieurs charges, un chiffre romain indique le nombre d'oxydation 氧化数. Par exemple, le fer(II) est $\text{Fe}^{2+}$ et le fer(III) est $\text{Fe}^{3+}$. Pour écrire une formule, équilibrez les charges : l'oxyde de fer(III) est $\text{Fe}_2\text{O}_3$, car deux $\text{Fe}^{3+}$ équilibrent trois $\text{O}^{2-}$.

Équations et symboles d'état

Une équation chimique doit être équilibrée 配平 — le même nombre de chaque type d'atome des deux côtés. Ajoutez des symboles d'état 状态符号 pour indiquer l'état de chaque espèce : (s) solide, (l) liquide, (g) gaz, et (aq) aqueux 水溶液 (dissous dans l'eau).

Une équation ionique 离子方程式 ne montre que les ions et molécules qui changent réellement. Les ions qui ne changent pas sont des ions spectateurs 旁观离子, et vous les omettez. Par exemple, la réaction formant le chlorure d'argent est :

Formules empiriques et moléculaires

La formule empirique 实验式 est le rapport le plus simple de nombres entiers des atomes de chaque élément dans un composé. La formule moléculaire 分子式 indique le nombre réel d'atomes de chaque élément dans une molécule.

Par exemple, l'éthane a pour formule empirique $\text{CH}_3$ mais pour formule moléculaire $\text{C}_2\text{H}_6$.

Solides hydratés et anhydres

Certains solides retiennent de l'eau à l'intérieur de leurs cristaux. Cette eau est l'eau de cristallisation 结晶水. Un solide qui la contient est hydraté 水合 ; le même solide sans l'eau est anhydre 无水.

Par exemple, le sulfate de cuivre(II) hydraté est $\text{CuSO}_4 \cdot 5\text{H}_2\text{O}$. En le chauffant, l'eau s'évapore pour laisser l'anhydre $\text{CuSO}_4$.

Calcul des formules empiriques et moléculaires

Pour trouver la formule empirique à partir de masses (ou de pourcentages massiques) :

1. divisez la masse de chaque élément par sa $A_r$ pour obtenir les moles.
2. divisez toutes les valeurs de quantité de matière par la plus petite.
3. arrondissez aux nombres entiers les plus proches — ce rapport correspond à la formule empirique.

Pour obtenir la formule moléculaire, vous avez aussi besoin $M_r$. Trouvez combien de fois la masse de la formule empirique rentre dans $M_r$, puis multipliez la formule par ce nombre.

Exemple résolu. Un composé est $40.0\%$ carbone, $6.7\%$ hydrogène et $53.3\%$ oxygène en masse. Trouvez sa formule empirique. ($A_r$ : C $= 12$, H $= 1$, O $= 16$.)

Prenez $100\ \text{g}$ et divisez chaque masse par son $A_r$ pour obtenir les quantités de matière : C $= 40.0/12 = 3.33$, H $= 6.7/1 = 6.7$, O $= 53.3/16 = 3.33$. En divisant tout par le plus petit ($3.33$), on obtient un rapport C : H : O $= 1 : 2 : 1$, donc la formule empirique est $\text{CH}_2\text{O}$.

Masses réactives et rendement en pourcentage

Les nombres devant chaque espèce dans une équation équilibrée donnent le rapport molaire — c'est la stœchiométrie 化学计量. Pour trouver une masse réactive : convertissez la masse connue en quantité de matière, utilisez le rapport molaire pour trouver la quantité de matière souhaitée, puis reconvertissez en masse.

Exemple résolu. Quelle masse d'oxyde de magnésium se forme lorsque $4.8\ \text{g}$ de magnésium brûle complètement ? $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$ : Mg $= 24$, O $= 16$.)

Quantité de matière de Mg $= 4.8/24 = 0.20\ \text{mol}$. Le rapport Mg : MgO est $1 : 1$, donc $0.20\ \text{mol}$ de MgO se forme. Sa masse molaire est $24 + 16 = 40\ \text{g mol}^{-1}$, donc

Dans les réactions réelles, vous obtenez généralement moins de produit que le maximum. Le rendement en pourcentage 产率 compare la quantité réellement produite avec celle qui aurait pu être produite au maximum :

Réactif limitant et excès

Lorsque deux réactifs sont mélangés, l'un s'épuise généralement le premier. Le réactif limitant 限量试剂 est celui qui s'épuise — il détermine la quantité de produit formé. L'autre est le réactif en excès 过量试剂, car il y en a plus qu'il n'en faut. Bases toujours le calcul sur le réactif limitant.

Pour le trouver : calculez la quantité de matière de chaque réactif, divisez chaque valeur par son nombre dans l'équation, et le résultat le plus petit correspond au réactif limitant.

Volumes gazeux

À température et pression égales, des volumes égaux de tous les gaz contiennent un nombre égal de molécules. À température et pression ambiantes (r.t.p.), une mole de tout gaz occupe $24.0\ \text{dm}^3$, donc :

Ceci est utilisé lors de la combustion des hydrocarbures 碳氢化合物 (composés de carbone et d'hydrogène uniquement), où l'on compare les volumes gazeux.

Volumes et concentrations de solutions

La concentration 浓度 d'une solution est la quantité de soluté 溶质 dans chaque décimètre cube de solution 溶液, mesurée en $\text{mol dm}^{-3}$ :

où $c$ est la concentration et $V$ est le volume en $\text{dm}^3$. Rappelez-vous que $1000\ \text{cm}^3 = 1\ \text{dm}^3$.

Exemple résolu. Dans une titration, $25.0\ \text{cm}^3$ de solution d'hydroxyde de sodium sont exactement neutralisés par $20.0\ \text{cm}^3$ de $0.100\ \text{mol dm}^{-3}$ acide chlorhydrique : $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. Trouvez la concentration de l'hydroxyde de sodium.

Quantité de matière de HCl $= cV = 0.100 \times \dfrac{20.0}{1000} = 2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$. Le rapport est $1 : 1$, donc il y a $2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ de NaOH dans $25.0\ \text{cm}^3$ :

C'est la base d'une titration 滴定, où vous trouvez une concentration inconnue en la faisant réagir avec une solution dont la concentration est déjà connue.

Chiffres significatifs

Donnez votre réponse avec un nombre raisonnable de chiffres significatifs 有效数字 — correspondant généralement aux données de l'énoncé. N'écrivez pas plus de chiffres que ne le permettent les données, et n'arrondissez pas trop tôt pour ne pas perdre en précision.

• Convertissez les volumes en $\text{dm}^3$ avant d'utiliser la concentration ($25.0\ \text{cm}^3 = 0.0250\ \text{dm}^3$) ; l'oubli de cette conversion $\div 1000$ est l'erreur de titration la plus fréquente.
• Utilisez les coefficients stœchiométriques comme rapport molaire entre les espèces — jamais les valeurs $M_r$.
• Formule empirique : divisez chaque masse/pourcentage par $A_r$, puis par le plus petit, puis réduisez aux nombres entiers ; utilisez $M_r$ pour atteindre la formule moléculaire.
• Pour les gaz à r.t.p., utilisez $\text{volume} = \text{moles} \times 24\ \text{dm}^3$ ; citez l'équation utilisée à chaque fois.
• Donnez la réponse avec le même nombre de chiffres significatifs que les données (généralement 3) et incluez toujours les unités.