Rapport de laboratoire KCLO3

(Mettre les noms en ordre alphabétique)

Pierre Baillargeon

Johanne Roby

Groupe : 02104-02110

Rapport de laboratoire :

Décomposition du KClO3

Présenté à :

M. Pierre Baillargeon

Mme Johanne Roby

Dans le cadre du cours :

Chimie Générale, 202-NYA-05

Département de chimie

Cégep de Sherbrooke

26 août 2011

Introduction

1re section : présenter le sujet

Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) fut le premier à énoncer les principes de la stœchiométrie, en 1792. Il écrivait alors : « La stœchiométrie est la science qui mesure les proportions quantitatives ou rapports de masse dans lesquels les éléments chimiques sont impliqués. »^[1]   À cette époque, de nombreux débats avaient lieux sur la façon d’écrire une formule aussi simple que celle de l’eau (HO ou H2O).  Aujourd’hui, heureusement, les ambigüités sont levées et les principes stœchiométriques sont respectés lorsqu’il s’agit de déterminer la formule moléculaire d’une substance.

2e section : définir le sujet, le problème (présenter le but et l’hypothèse, s’il y a lieu)

Le but premier de ce laboratoire est de vérifier expérimentalement le ratio entre le chlorure de potassium (KCl) et l’oxygène (O) dans le chlorate de potassium KClO3.  Qui plus est, en deuxième partie, il s’agit d’évaluer mathématiquement la composition (%m/m) d’un mélange de KCl(s) et de KClO3(s).

3e section : brève présentation de la méthodologie

En effet, sous l’effet de la chaleur et d’un catalyseur (MnO2), nous allons effectuer la décomposition du KClO3 en KCl et en O2.  Ainsi, en mesurant la perte de masse reliée à la quantité de O2 libéré, nous pourrons déduire quantitativement la formule empirique du composé (KCl)x(O)y. De même, le % massique de chlorate de potassium contenu dans un mélange contenant deux sels de masse inconnue pourra, sous l’effet de la chaleur et du catalyseur, être évalué. La perte en masse de l’oxygène provient exclusivement du chlorate de potassium présent initialement dans le mélange.

Cadre théorique

1. Détermination de la composition massique d’un composé

Au XVIIIe siècle Joseph Proust énonça la loi des proportions définies en stipulant que :

Lorsque deux ou plusieurs corps simples s'unissent pour former un composé défini, leur combinaison s'effectue toujours selon un même rapport pondéral^[2].

Cette loi constitue, avec la loi des proportions multiples, la base de la stœchiométrie.

Ainsi, le composé appelé chlorate de potassium contiendra toujours 28,93% m/m de Cl, 31,90% m/m de K et 39,17%m/m d’O et a comme formule chimique KClO3.

De plus, la loi des proportions définies stipule l'invariabilité des proportions massiques des éléments combinés au sein d'une espèce chimique donnée. L'énoncé de cette loi, qui met sur la voie de la notion de masse atomique, caractéristique de chaque élément, constitue l'une des étapes de la construction de la théorie atomique.

Ainsi, on peut décrire la composition d’un composé de deux façons : en précisant le nombre de ses atomes constituants ou en exprimant le pourcentage (en masse) de ses éléments.

Exemple du calcul du % massique de KClO3 :

Masse de K = 1 mole x 39,098  g     = 39,098 g

        mol

Masse de Cl = 1 mole x 35,453  g     = 35,453 g

        mol

Masse de O = 3 mole x 15,999  g     = 47,997 g

        mol

Masse de 1 mol de KClO3    =         122,548g

On peut calculer le % massique de la façon suivante :

% massique de K = masse de K dans 1 mol de KClO3    x   100%

        Masse de 1 mol de KClO3

% massique de K =     39,098 g    x   100% = 31,90 %

          122,548 g

% massique de Cl =     35,453 g    x   100% = 28,93 %

          122,548 g

% massique de O =     47,997 g    x   100% = 39,17 %

122,548

1. Convention d’écriture des composés chimiques

La formule empirique est l'écriture la plus compacte décrivant un composé chimique ou un corps simple. Elle énumère simplement les éléments constitutifs et en indique la proportion de ces éléments par le plus petit rapport d’entier.^[3]

La formule moléculaire indique la nature et le nombre de chacun des atomes d'une molécule, en accord avec la masse moléculaire réelle, mais sans présumer du mode d'association de ces atomes. Par exemple, la formule moléculaire du glucose est C6H12O6.

Pour écrire une formule moléculaire, on indique l'élément chimique à l'aide de son symbole (cf. tableau périodique des éléments), et la quantité de cet élément par un nombre en indice à la droite de l'élément concerné. La charge électrique du composé, s'il en a une, est indiquée en exposant à la fin de la formule. Le nombre de charges élémentaires est indiqué par un nombre suivi d'un + si le composé est chargé positivement (s'il lui manque un ou plusieurs électrons), ou d'un - si le composé est chargé négativement (s'il a un excès d'électrons).^[4]

...