calcul de quantité de matière

[yann]

on brule un mélange formé de 10 g d'un composé de formule C3H8O (propanol) avec 20 litres de dioxygène
il se forme un gaz qui trouble l'eau de chaux et de l'eau

1. écrire l'équation de la réaction
2. calculer la masse de dioxyde de carbone formée lors de la réaction
3 .quelle masse de réactif en excès reste t -il en fin de la réaction?

1 . équation de la réaction
C3H8 0 + 02 ----------> CO2 + H2O

nombre de carbone il y a 3 carbones du coté des réactifs et 1 carbone du coté des produits
il faut que je multiplie le CO2 par 3 pour avoir le meme nombre d'éléments carbones du coté des réactifs et des produits
C3 H80 + 02 --------------> 3 C02 + H20

nombre de hydrogène il y a 8 éléments hydrogène du coté des réactifs et 2 éléments hydrogène du coté des produits
il faut que je multiplie H2O par 4 pour avoir le meme nombre d'éléments hydrogène des deux cotés
C3 H8O + O2 ------------------> 3 CO2 + 4H2O
nombre d'oxygène je compte qu'il y a 3 éléments oxygène du coté des réactifs et j'en compte 10 du coté des produits
je vais multiplier par 4 le dioxygène pour essayer d'approcher du nombre de 10 du coté des réactifs (puisqu'il me faut 10 éléments oxygène)
par contre ça fait 1 élément oxygène pour le C3H80 et 8 éléments oxygène pour le dioxygène

C3 H80 + 402 --------------> 3 CO2 + 4 H20
l'élément oxygène provient du dioxygène

je constate qu'il me manque un élément oxygène du coté des réactifs pour que l'équation soit équilibrée

2 . calcul de la masse de dioxyde de carbone formée lors de la réaction
il faut que je calcule la quantité de matière de C3H8O
je connais la masse molaire de C3 H8O = 60 g /mol
donc une mole de propanol va faire 60 g
la quantité de matière donc le nombre de moles pour 10 g de réactif
je ne sais plus si on doit diviser 60 par 10
ou si l'on doit viser 10 par 60
je n'arrive pas à calculer la quantité de matière n (C3H80)

[Maurice]

Ton équation n'est pas exacte. Si tu arrives jusqu'à l'équation suivante, c'est correct.
C3H8O + ... O2 --> 3 CO2 + 4 H2O
C'est ensuite que cela se gâte. En effet, tu devrais voir qu'il y a à droite 3·2 + 4 atomes O = 10 atomes O., Ces 0 atomes O doivent être fournis par ce qu'il y a à gauche. La seule chose dont on soit sûr c'est qu'il y a déjà 1 atome O engagé dans C3H8O. Il reste 10-1 = 9 atomes O à trouver dans un certain nombre de molécules O2. C'est-à-dire qu'il faut engager 4.5 molécules O2. Tu pourrais donc écrire :
C3H8O + 4.5 O2 --> 3 CO2 + 4 H2O
Mais en général, on n'aime pas parler de demi-molécules. On préfère multiplier le tout par 2, et cela donne :
2 C3H8O + 9 O2 --> 6 CO2 + 8 H2O

Pour revenir à ton problème, il faut effectivement calculer le nombre de moles n de propanol en appliquant la formule n = m/M, où m est la masse de l'échantillon (10 g), et M la masse molaire de la substance de l'échantillon, donc 60 g/mol. Tu vas donc trouver 1/6 mole.

Pour calculer la masse de CO2, il faut passer par les moles. L'équation montre que la réaction forme 3 fois plus de moles de CO2 qu'on utilise de moles de propanol. Tu vas donc former 3 fois 1/6 mole = 3/6 = 1/2 mole de CO2, donc 22 g de CO2.

Pour la dernière question, il manque une information. 20 litres de O2 contiennent un nombre de moles qui dépend de la température et de la pression. Si tu travailles à 0°C et 1 atm., une mole de gaz occupe un volume de 22.4 litres. Donc le nombre de moles de ton gaz est de 20/22.4 = 0.893 mole de O2. Mais personne ne dit que ce sont les conditions de ton problème.

Quoi qu'il en soit, il faut 4.5 mole de O2 par mole de propanol. Comme il y a 1/6 mole de propanol, la combustion de ce propanol consommera 4.5/6 mole O2 = 0.75 mole O2. Et si tu travaillais à 0°C et 1 atm, il y aurait un excès de gaz O2 égal à 0.893 - 0.75 = 0.143 mole O2.

[yann]

Super
merci beaucoup Maurice

je ne savais pas que l'on avait le droit de mettre 4,5 comme nombre stœchiométrique
l'élément oxygène provient du dioxygène et il suffit de mettre 9/2 devant le dioxygène
et comme on n'aime pas trop les fractions on va multiplier tous les coefficients stœchiométriques par 2 pour obtenir
2 C3H8 O + 9 O2 -------------> 6 CO2 + 8 H2 O

pour 2 moles de propanol consommées il se forme 6 moles de dioxyde de carbone donc il se forme trois fois plus de dioxyde de carbone
donc je vais multiplier 10/60 par 3 ( 0,17 par 3) et effectivement j'ai une demi mole produite de C02
on a 1/6 de mole de C3H60 il il faudra 4,5 * 0,17 = 0,75 moles de dioxygène

pour la quantité de matière de propanol
je connais la masse molaire du propanol 60 g/L
si je regarde l'unité j'ai des grammes par mol donc il faut 60 grammes pour faire une mole
d'après l'équation 2 C3H80 + 9 02-------> 6 CO2 + 8 H2 O
il me faut 2 moles de réactif pour commencer ma réaction ça fait 120 grammes ça ne va pas

on me donne seulement 10 g de réactif
donc il faut que je calcule la quantité de matière pour un échantillon de 10g
cette quantité de matière sera forcément moins grande qu'une mole puisque une mole correspond à 60 g

je connais la formule n = m/M elle est facile à retenir
mais je ne la comprends pas j'ai l'impression de devoir l'apprendre bêtement sans la comprendre
j'aurais tendance à chercher un coefficient de proportionnalité
combien 60 contient de fois 10 donc 6
et là je divise 1 par 6 je divise une mole par 6
mais je ne comprends pas pourquoi on divise 10 par 60
si je fais le produit en croix 1 mol donc 6,02 * 10 23 ---------------> 60g
x ---------------------> 10 g

j'espère ne pas trop vous ennuyer avec toutes ces interrogations mais j'ai toujours un peu de mal à calculer une quantité de matière

[alexchimiste]

je connais la masse molaire du propanol 60 g/L
si je regarde l'unité j'ai des grammes par mol donc il faut 60 grammes pour faire une mole

donc il faut que je calcule la quantité de matière pour un échantillon de 10g
cette quantité de matière sera forcément moins grande qu'une mole puisque une mole correspond à 60 g

je connais la formule n = m/M elle est facile à retenir
mais je ne la comprends pas j'ai l'impression de devoir l'apprendre bêtement sans la comprendre
j'aurais tendance à chercher un coefficient de proportionnalité
combien 60 contient de fois 10 donc 6
et là je divise 1 par 6 je divise une mole par 6
mais je ne comprends pas pourquoi on divise 10 par 60
si je fais le produit en croix 1 mol donc 6,02 * 10 23 ---------------> 60g
x ---------------------> 10 g

Honnêtement pour cette formule, il n'y a rien à comprendre, la quantité de matière n s'exprimant en moles est égale au quotient de la masse de l'échantillon considéré (en grammes) par la masse molaire dudit échantillon (en grammes par mol). Rien à comprendre, juste à appliquer, masse de l'échantillon 10 grammes, masse molaire de l'échantillon 60 g/mol, 10/60 = 0,167 mol. Pas de question de produit en croix, ni de coefficient de proportionnalité, juste une simple division toute banale. Pour ce qui est de la logique, c'est qu'un question d'unités. Pour avoir une valeur en mol à partir d'une valeur en gramme et d'une autre en gramme par mole il faut bien que l'équation soit homogène, c'est pour ça que l'on divise les grammes par les grammes par mole pour obtenir une valeur en mole.

[yann]

Bonjour Alex et merci de me répondre
je suis content d'avoir un soutien sur lequel je peux compter (merci beaucoup)

je suis un peu perdu parce que ce sont des petites valeurs
en fait en chimie on doit utiliser des quantités très petites et il faut changer d'échelle en fait
quand je dois calculer une masse molaire je multiplie la masse d'un nucléons par le nombre de nucléons
puis par le nombre d'Avogadro et j'ai la masse d'une mole atome
-----> je multiplie une masse par une mesure ( 1,67 * 10 ^-24 g * nombre de nucléons) * 6,02 * 10^23
ce calcul là est simple pour ma façon de penser
mais la ou ça ne va plus c'est quand on me donne une masse molaire (la masse d'une mole d'une espèce chimique) et qu'il faut trouver la quantité de matière à partir d'une masse donnée
si on me donnait (par exemple ) un échantillon de 60 g pour une masse molaire de 60 g/mol comme pour le propanol
et bien là évidement le calcul est simple
si j'ai un échantillon qui fait un peu de moins de 60 g là aussi je sais que je vais avoir moins d'une mole
au niveau du raisonnement c'est tout ce que j'arrive à fair
alors peut être que je ne suis pas fait pour a chimie ce qui me contrarie un peu étant donné que c'est une matière qui me passionne vraiment beaucoup

[darrigan]

Bonsoir,

En fait, ce qui te bloque c'est la formule de passage d'une quantité de matière ($n$) exprimée en mole à une masse ($m$) de cette matière exprimée en gramme ?

La formule est :
$$n = \frac{m}{M}$$
où $M$ est la masse molaire.

Pour retenir ce genre de formule, tu peux retenir cette astuce : noter les unités des grandeurs dans la formule. Toutes les unités doivent être homogènes, et tu dois retrouver la même unité à gauche et à droite du signe $=$.

Ainsi, tu peux écrire :
$$n (mol) = \frac{m (g)}{M (g.mol^{-1})}$$
Tu vois qu'à droite, les $(g)$ se simplifient en haut et en bas de la fraction. Au dénominateur, il reste des $(mol^{-1})$, donc si tu le passes au numérateur, cela donne $(mol)$, c'est bien homogène à ce qui est à gauche du $=$, des moles.

Si tu veux savoir quelle masse correspond à une quantité de matière, tu bascules la masse molaire de l'autre côté, et tu obtiens :
$$m(g) = n(mol) \times M(g.mol^{-1})$$
Tu vois qu'à droite, les moles se simplifient, et il reste bien des grammes.

Est-ce clair ?

D'ailleurs dans d'autres pays (Espagne…) il est d'usage d'indiquer les unités dans les formules, chose que nous ne faisons pas en France. Par exemple un espagnol a l'habitude de poser ses calculs ainsi :

$$n = \frac{60\;g}{32\;g.mol^{-1}}=\frac{60}{32}mol=1,875\;mol$$

Je trouve que ça a l'avantage d'éviter certaines erreur classiques de mélanges d'unités.

Si ça peut te rassurer, je n'avais rien compris aux moles jusqu'en classe de 1re… Puis ça a été le déclic.

[yann]

Bonsoir Darrigan
et merci d'avoir tant de patience avec moi

ce qui me bloque c'est en effet la formule de passage d'une quantité de matière exprimée en mol à une masse de cette matière exprimée en gramme

c'est bien ça
m
j'ai bien compris que la formule est n =
M
avec m (la masse ) exprimée en g
avec M (la masse d'une mole ) donc exprimée en g par mol
comme on doit obtenir des mol des deux cotés puisque l'on a une égalité et effectivement on doit avoir deux choses égales ou alors c'est une inéquation
ou une différence
les (g) vont s'annuler au numérateur et au dénominateur (en haut et en bas de la fraction) au dénominateur il reste des mol-1 et on les repasse
Ok jusque la tout est OK
mais je vais encore compliqué les choses (parce que j'ai un esprit tordu)
imaginons que je me trompe volontairement sur la formule
M
j'écris n =
m
j'ai des g par mol au numérateur (en haut de la fraction) et des grammes au dénominateur

les (g) s'annulent en haut et en bas de la fraction et j'ai des mol des cotés l'éqalité est respectée

en fait la première fois que j'ai eu à calculer une quantité de matière pour un exercice
par exemple une transformation chimique réalisée à paritir de 2.0 g d'hydrogénocarbonate de sodium de formule Na H CO 3
je cherche combien de fois j'ai ces fameux 2.0 g dans 84 g pour une mole
je trouve 42 (42 fois 2 grammes c'est bien 84 grammes)
et je divise par 42 pour avoir 0,024 mol je divise 1 mole pour savoir la quantité de matière
je ne passe pas par la formule qui m'est imposée
au fait il y a bien quelqu'un qui l'a trouvé cette formule??
pour les angles orientés on nous demande de démontrer les formules ,pourquoi en chimie on ne nous demande pas de le faire??

j'espère que je ne suis pas trop embêtant avec mes questions
yann

[alexchimiste]

en fait la première fois que j'ai eu à calculer une quantité de matière pour un exercice
par exemple une transformation chimique réalisée à paritir de 2.0 g d'hydrogénocarbonate de sodium de formule NaHCO 3
je cherche combien de fois j'ai ces fameux 2.0 g dans 84 g pour une mole
je trouve 42 (42 fois 2 grammes c'est bien 84 grammes)
et je divise par 42 pour avoir 0,024 mol je divise 1 mole pour savoir la quantité de matière
je ne passe pas par la formule qui m'est imposée
au fait il y a bien quelqu'un qui l'a trouvé cette formule??
pour les angles orientés on nous demande de démontrer les formules ,pourquoi en chimie on ne nous demande pas de le faire??

En fait j'ai l'impression que tu confonds la composition de la matière et la composition d'une substance chimique.

D'un côté, la matière, les atomes sont (sommairement) constitués d'un noyau (neutrons et protons formant ce que l'on appelle les "nucléons") autour duquel "gravitent" (sommairement encore) les électrons.
Parce que ces particules, constitutives des atomes, sont ridiculement petites, inobservables à l'oeil nu, et que leur masse est non-mesurable avec les moyens du chimiste, un de nos illustre ancêtres chimiste, l'italien Avogadro, a déterminé par le biais d'expériences qu'il existait un rapport constant et qui a été ensuite arbitrairement choisi par la communauté internationale des chimistes, à savoir cette fameuse constante (ou "nombre") d'Avogadro, NA = 6,0223.1023.
Les huîtres se vendent par douzaines, le papier pour imprimante par ramette de 500 feuilles, les boutons de chemise et autres gilets se vendent par "grosse", douze douzaines, soit 144, d'ou le métier de "grossiste".
Parce que nous chimistes nous sommes résolument incapables de dénombrer nos atomes, ions, molécules par dizaine, douzaine, 500 unités, un de nos prédécesseurs à proposé avec succès le fait que l'on adopte l'unité de quantité de matière chimique comme étant une "mole", composé de 6,0223.1023 soit atomes, soit molécules, soit ions. Par la, on admet désormais que tout échantillon de masse égale à 1 mole de son composé contient le nombre d'Avogadro d'espèces chimiques.

Ceci étant dit, pour calculer la masse molaire d'un composé chimique, on n'utilise pas cette constante d'Avogadro, on utilise le tableau périodique des éléments qui renseigne la masse molaire atomique de chacun des 118 éléments constitutifs de l'entièreté de la matière de l'Univers (et à fortiori, de la Terre aussi).
Pour l'exemple, la masse molaire de l'hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3 est la somme de la masse molaire atomique du sodium, du carbone et des 3 atomes d'hydrogène, exprimée en g/mol. Soit MNaHCO3 = MNa + MC + 3 x MO = 24 + 12 + 3 x 16 = 84 g/mol.
C'est à dire qu'une mole d'hydrogénocarbonate de sodium pèse 84 g, et que donc dans 2 grammes d'échantillon on a 2/84 mol, soit 0,0238 mol.

[yann]

Bonsoir alex

et alors là vraiment un grand merci je suis guéri

je confonds la composition de la matière et la composition de l'espèce chimique

la matière est formée d'atomes c'est d'ailleurs Démocrite qui a le premier évoqué le nom d'atome
et la composition de l'espèce chimique
le noyau est composé de nucléons (il est plus ou moins un lourd en fonction de ce nombre de nucléons)
soit on a une masse d'une espèce chimique et on a besoin d'avoir disons une idée de la quantité de matière
soit on a une quantité de matière (disons une grande quantité de matière puisque ce sont des choses très petites)
il faut que l'esprit fonctionne avec des choses très petites

en tout cas
bien cordialement et avec tous mes remerciements pour tes explications qui résument bien le cours
yann

[alexchimiste]

Pour l'exemple, la masse molaire de l'hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3 est la somme de la masse molaire atomique du sodium, du carbone et des 3 atomes d'hydrogène, exprimée en g/mol. Soit MNaHCO3 = MNa + MC + 3 x MO = 24 + 12 + 3 x 16 = 84 g/mol.
C'est à dire qu'une mole d'hydrogénocarbonate de sodium pèse 84 g, et que donc dans 2 grammes d'échantillon on a 2/84 mol, soit 0,0238 mol.

Roh, je fais une double erreur et personne ne me le fait remarquer !

Si j'oublie l'hydrogène et que je confonds la masse molaire du sodium, on ne s'en sort plus... Il faut lire : "Soit MNaHCO3 = MNa + MH + MC + 3 x MO = 23 + 1 + 12 + 3 x 16 = 84 g/mol."