Nous avons présenté une vue microscopique de la réaction chimique entre le mercure et le brome. L’équation
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représente le même événement en termes de symboles et de formules chimiques, tandis que les images ci-dessous représentent la vue macroscopique. Mais comment un chimiste praticien peut-il savoir ce qui se passe à l’échelle microscopique ? Lorsqu’une réaction est réalisée pour la première fois, on sait peu de choses sur la nature microscopique des produits. Il est donc nécessaire de déterminer expérimentalement la composition et la formule d’une substance nouvellement synthétisée.
La première étape d’une telle procédure consiste généralement à séparer et à purifier les produits d’une réaction. Par exemple, bien que la combinaison du mercure avec le brome produise principalement du bromure mercurique, un peu de bromure mercureux est souvent formé également. Un mélange de bromure mercureux et de bromure mercurique a des propriétés différentes de celles d’un échantillon pur de HgBr2, et il faut donc éliminer le Hg2Br2. La faible solubilité du Hg2Br2 dans l’eau permettrait une purification par recristallisation. Le produit pourrait être dissous dans une petite quantité d’eau chaude et filtré pour éliminer le Hg2Br2 non dissous. Après refroidissement et évaporation partielle de l’eau, des cristaux de HgBr2 relativement purs se formeraient.
Une fois qu’un produit pur a été obtenu, il peut être possible d’identifier la substance au moyen de ses propriétés physiques et chimiques. La réaction du mercure avec le brome donne des cristaux blancs qui fondent à 236°C. Le liquide ainsi formé bout à 322°C. Comme il est obtenu par la combinaison de deux éléments, le produit est un composé. La comparaison de ses propriétés avec un manuel ou un tableau de données permet de conclure qu’il s’agit de bromure mercurique.
Mais supposons que vous soyez la première personne à avoir préparé du bromure mercurique. Il n’existait pas alors de tableaux qui répertoriaient ses propriétés, et donc comment pouviez-vous déterminer que la formule devait être HgBr2 ? L’une des réponses fait appel à l’analyse quantitative – la détermination du pourcentage en masse de chaque élément dans le composé. Ces données sont généralement rapportées sous forme de pourcentage de composition.
Exemple \(\PageIndex{1}\) : Composition en pourcentage
Lorsque 10,0 g de mercure réagissent avec suffisamment de brome, 18,0 g d’un composé pur sont formés. Calculer la composition en pourcentage à partir de ces données expérimentales.
Solution:
Le pourcentage de mercure est la masse de mercure divisée par la masse totale du composé fois 100 pour cent:
Le reste du composé (18.0 g – 10 g = 8,0 g) est du brome:
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En guise de contrôle, vérifiez que la somme des pourcentages est égale à 100:
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Pour obtenir la formule à partir des données de composition en pourcentage, nous devons trouver combien d’atomes de brome il y a par atome de mercure. A l’échelle macroscopique, cela correspond au rapport entre la quantité de brome et la quantité de mercure. Si la formule est HgBr2, elle indique non seulement qu’il y a deux atomes de brome par atome de mercure, mais aussi qu’il y a 2 moles d’atomes de brome pour 1 mole d’atomes de mercure. Autrement dit, la quantité de brome est deux fois supérieure à la quantité de mercure. Les chiffres du rapport entre la quantité de brome et la quantité de mercure (2:1) sont les indices du brome et du mercure dans la formule.
Exemple \(\PageIndex{2}\) : Formule
Déterminer la formule du composé dont la composition en pourcentage a été calculée dans l’exemple précédent.
Solution:
Par commodité, supposons que nous avons 100 g du composé. Sur cette quantité, 55,6 g (55,6 %) sont du mercure et 44,4 g sont du brome. Chaque masse peut être convertie en une quantité de substance
\(\begin{align} & n_{\text{Hg}}=\text{55.6 g}\cdot \dfrac{\text{1 mol Hg}}{\text{200.59 g}} =\text{0.277 mol Hg} \\ { } \\N{2073> n_{\text{\}Hg}}=\N{44.4 g}\cdot \dfrac{\text{\1 mol Br}{\text{79.90 g} =\N{0.556 mol Br} \end{align}\)
En divisant la plus grande quantité par la plus petite, nous avons
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Le rapport 2,01 mol Br pour 1 mol Hg implique également qu’il y a 2,01 atomes de Br pour 1 atome de Hg. Si la théorie atomique est correcte, il n’existe pas de 0,01 atome de Br ; de plus, nos chiffres ne sont bons qu’à trois chiffres significatifs. Nous arrondissons donc 2,01 à 2 et écrivons la formule sous la forme HgBr2.
Exemple \(\PageIndex{3}\) : Calcul de formule
Un bromure de mercure a pour composition 71,5% Hg, 28,5% Br. Trouvez sa formule.
Solution :
Supposez à nouveau un échantillon de 100 g et calculez la quantité de chaque élément :
\N(\begin{align} & n_{\text{Hg}}=\text{71}\text{.5 g}\cdot \dfrac{\text{1 mol Hg}}{\text{200.59 g}} = \text{0.356 mol Hg} \\ { } \\N & n_{\text{\i}Hg}}={\i1}28,5 g}\cdot \dfrac{\i}1 mol Br}{\i}79,90 g} ={\i}0,357 mol Br} \end{align}\)
Le rapport est
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Nous attribuerions donc la formule HgBr.
La formule obtenue dans l’exemple \(\PageIndex{3}\) ne correspond à aucun des deux bromures de mercure dont nous avons déjà parlé. S’agit-il d’un troisième ? La réponse est non car notre méthode ne peut déterminer que le rapport entre Br et Hg. Le rapport 1:1 est identique au rapport 2:2, et notre méthode donnera donc le même résultat pour HgBr ou Hg2Br2 (ou Hg7Br7, d’ailleurs, s’il existe). La formule déterminée par cette méthode est appelée formule empirique ou formule la plus simple. Parfois, comme dans le cas du bromure mercureux, la formule empirique diffère de la composition moléculaire réelle, ou de la formule moléculaire. La détermination expérimentale de la masse moléculaire en plus du pourcentage de composition permet de calculer la formule moléculaire.
Exemple \(\PageIndex{4}\):
Un composé dont la masse moléculaire est de 28 contient 85,6% de C et 14,4% de H. Déterminez ses formules empirique et moléculaire.
Solution:
\(\begin{align} & n_{\text{C}}=\text{85.6 g}\cdot \dfrac{\text{{1 mol C}}{\text{12.01 g}} =\text{7.13 mol C} \\ { } \\N & n_{\text{\i}H}}={\i1}14.4 g}\cdot \dfrac{\i}1 mol H}{\i}1.008 g} ={\i}14.3 mol H} \end{align}\)
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La formule empirique est donc CH2. La masse moléculaire correspondant à la formule empirique est
Puisque la masse moléculaire expérimentale est deux fois plus grande, tous les indices doivent être doublés et la formule moléculaire est C2H4.
Occasionnellement, le rapport des quantités n’est pas un nombre entier.
Exemple \(\PageIndex{5}\) : Formule empirique
L’aspirine contient 60,0 % de C, 4,48 % de H et 35,5 % de O. Quelle est sa formule empirique ?
Solution:
(\begin{align}) & n_{\text{H}}=\text{14.4 g}\cdot \dfrac{\text{{1 mol H}}{\text{1.008 g}} =\text{14.3 mol H} \\ { } \\N& n_{\text{\}C}=\text{85.6 g}\cdot \dfrac{\text{\1 mol C}{\text{12.01 g} =\text{7.13 mol C} \\ { } \\N & n_{\text{\}O}}=\text{35.5 g}\cdot \dfrac{\text{\1 mol O}{\text{16.00 g}} =\text{2.22 mol O} \end{align}\)
Diviser les trois par la plus petite quantité de substance
\(\begin{align} & \dfrac{n_{\text{C}}{n_{\text{O}}} = \dfrac{\text{\text{5.00 mol C}{\text{2.22 mol O}} = \dfrac{\text{\text{2.25 mol H}{\text{1 mol O}} \\ { } \\\N{2073> \dfrac{n_{\text{\}}{n_{\text{\}O}}}=\dfrac{\text{\text{4,44 mol H}{\text{2,22 mol O}}= \dfrac{\text{\text{2,00 mol H}{\text{1 mol O}} \end{align}\)
Il est clair qu’il y a deux fois plus d’atomes de H que d’atomes de O, mais le rapport entre C et O n’est pas si évident. Nous devons convertir 2,25 en un rapport de petits nombres entiers. Cela peut être fait en changeant les chiffres après la virgule en une fraction. Dans ce cas, .25 devient \(\small \dfrac{1}{4}\). Ainsi, \( 2.25 = 2 \small \dfrac{1}{4} \normalsize = \tfrac{\text{9}}{\text{4}}\), et
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On peut aussi écrire
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Donc la formule empirique est C9H8O4.
Une fois que quelqu’un a déterminé une formule – empirique ou moléculaire – il est possible pour quelqu’un d’autre de faire le calcul inverse. Trouver la composition en pourcentage de poids à partir de la formule s’avère souvent très instructif, comme le montre l’exemple suivant.
Exemple \(\PageIndex{6}\) : Pourcentage d’azote
Pour reconstituer l’azote retiré du sol lors de la récolte des plantes, on utilise comme engrais les composés NaNO3 (nitrate de sodium), NH4NO3 (nitrate d’ammonium) et NH3 (ammoniac). Si un agriculteur pouvait acheter chacun de ces composés au même prix au gramme, lequel serait le plus avantageux ? En d’autres termes, quel composé contient le plus grand pourcentage d’azote ?
Solution
Nous montrerons le calcul détaillé uniquement pour le cas de NH4NO3.
1 mol de NH4NO3 contient 2 mol de N, 4 mol de H et 3 mol de O. La masse molaire est donc
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Un échantillon de 1 mol pèserait 80.05 g. La masse de 2 mol de N qu’il contient est
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Donc le pourcentage de N est
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Les pourcentages de H et O sont facilement calculés comme
\(\begin{align} m_{\text{H}}& = \text{4 mol H }\cdot\dfrac{\text{1.008 g}{\text{1 mol H}}\text{ = 4,032 g} \\ { } \\\N- \N- \N-%\N-\N- H } & = \dfrac{\text{\i}4.032 g}{\i}80.05 g}} \cdot \%\text{{\c} 100 }\%\text{\c} = 5.04 }\\\N-{\c} \\ m_{\text{\c}O}& = \text{\c}3 mol O}\cdot \dfrac{\text{\c}16.00 g}{\text{\c}1 mol O}} \text{ = 48.00 g} \\ { } \\N- \N-%\N- O } & = \dfrac{\text{48.00 g}{\text{80.05 g}} \text{ }cdot \text{ 100 }\%\text{ = 59.96 }\%\text{ } \end{align}\)
Bien qu’ils ne soient pas strictement nécessaires pour répondre au problème, les deux derniers pourcentages permettent de vérifier les résultats. Le total est de (35,00 + 5,04% + 59,96% = 100,00%) comme il se doit. Des calculs similaires pour NaNO3 et NH3 donnent respectivement 16,48 % et 82,24 % d’azote. L’agriculteur qui connaît la chimie choisit l’ammoniac !
Contributeurs et attributions
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Ed Vitz (Université de Kutztown), John W. Moore (UW-Madison), Justin Shorb (Hope College), Xavier Prat-Resina (Université du Minnesota Rochester), Tim Wendorff et Adam Hahn.
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