Neutralisation de l’Acide Gastrique
Contexte : L'équilibre acido-basique de l'estomac.
L'estomac humain produit du suc gastrique, une solution très acide composée principalement d'acide chlorhydrique (HCl)Acide fort présent naturellement dans le suc gastrique, essentiel à la digestion des protéines et à l'élimination des bactéries., qui maintient un pHMesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution. Un pH inférieur à 7 est acide, 7 est neutre, et supérieur à 7 est basique. entre 1,5 et 3,5. Cette acidité est cruciale pour la digestion des aliments et la protection contre les agents pathogènes. Cependant, une production excessive d'acide peut provoquer des brûlures d'estomac. Pour y remédier, on utilise des antiacides, qui sont des basesSubstance chimique capable de réagir avec un acide pour former un sel et de l'eau. Les bases neutralisent l'acidité. faibles qui réagissent avec l'excès d'acide par une réaction de neutralisationRéaction chimique entre un acide et une base, qui résulte en la formation d'un sel et d'eau, et amène le pH de la solution vers la neutralité (pH 7).. Cet exercice explore la stoïchiométrieÉtude des proportions quantitatives (en moles, masse, volume) des réactifs et des produits dans une réaction chimique. de cette réaction.
Remarque Pédagogique : Cet exercice illustre comment les concepts fondamentaux de la chimie, tels que la réaction acido-basique et les calculs de moles, s'appliquent directement à des processus biochimiques et pharmacologiques du quotidien.
Objectifs Pédagogiques
- Appliquer les principes de la stoïchiométrie à une réaction de neutralisation.
- Maîtriser le calcul des masses molaires et des quantités de matière (moles).
- Déterminer la capacité de neutralisation d'un antiacide commercial.
- Identifier le réactif limitant dans une réaction chimique.
Données de l'étude
Fiche Technique du "Gastricalm"
| Caractéristique | Valeur |
|---|---|
| Principe Actif | Carbonate de Calcium (\(CaCO_3\)) |
| Masse de \(CaCO_3\) par comprimé | 500 mg |
| Excipients | Amidon, Stéarate de magnésium |
Schéma de la réaction de neutralisation
| Donnée | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse Molaire de l'Hydrogène | M(H) | 1.0 | g/mol |
| Masse Molaire du Chlore | M(Cl) | 35.5 | g/mol |
| Masse Molaire du Calcium | M(Ca) | 40.1 | g/mol |
| Masse Molaire du Carbone | M(C) | 12.0 | g/mol |
| Masse Molaire de l'Oxygène | M(O) | 16.0 | g/mol |
| Concentration molaire de HCl gastrique | [HCl] | 0.1 | mol/L (ou M) |
Questions à traiter
- Écrire et équilibrer l'équation de la réaction chimique entre le carbonate de calcium (\(CaCO_3\)) et l'acide chlorhydrique (HCl).
- Calculer la masse molaire du carbonate de calcium (\(CaCO_3\)).
- Déterminer la quantité de matière (en moles) de \(CaCO_3\) contenue dans un comprimé de 500 mg.
- Calculer le volume maximal de suc gastrique (solution de HCl à 0.1 M) qu'un comprimé de "Gastricalm" peut entièrement neutraliser.
- Un patient souffrant de reflux acide a un volume estimé de 120 mL de suc gastrique dans son estomac. Un seul comprimé est-il suffisant pour neutraliser tout l'acide ? Identifiez le réactif limitant et en excès.
Les bases sur la Stoïchiométrie et les Acides
Pour résoudre cet exercice, il est essentiel de maîtriser quelques concepts clés de la chimie des solutions.
1. La Mole et la Masse Molaire
La mole est l'unité de la quantité de matière. La masse molaire (M), exprimée en g/mol, est la masse d'une mole de cette substance. Pour un composé, on la calcule en additionnant les masses molaires de tous les atomes qui le constituent. La relation fondamentale est :
\[ n = \frac{m}{M} \]
Où \(n\) est la quantité de matière (mol), \(m\) la masse (g) et \(M\) la masse molaire (g/mol).
2. La Concentration Molaire
La concentration molaire (C), ou molarité, exprime la quantité de soluté (en moles) par litre de solution. Elle se calcule par :
\[ C = \frac{n}{V} \]
Où \(C\) est la concentration (mol/L), \(n\) la quantité de matière (mol) et \(V\) le volume de la solution (L).
Correction : Neutralisation de l’Acide Gastrique
Question 1 : Écrire et équilibrer l'équation de la réaction
Principe
Le principe fondamental derrière l'équilibrage d'une équation chimique est la loi de conservation de la masse, énoncée par Antoine Lavoisier. Elle stipule que dans une réaction chimique, la matière n'est ni créée ni détruite. Par conséquent, le nombre d'atomes de chaque élément doit être rigoureusement identique du côté des réactifs et du côté des produits.
Mini-Cours
La réaction étudiée est une neutralisation acido-basique. Plus spécifiquement, c'est une réaction entre un acide fort (HCl) et un sel dérivé d'une base faible (l'ion carbonate \(CO_3^{2-}\)). Ce type de réaction produit généralement un sel, de l'eau, et un dégagement gazeux de dioxyde de carbone lorsque le réactif basique est un carbonate.
Remarque Pédagogique
Pour équilibrer une équation, commencez toujours par l'élément qui apparaît dans le moins de composés possible. Ici, le Calcium (Ca) et le Carbone (C) sont de bons candidats. Laissez les éléments qui apparaissent dans plusieurs composés (comme l'Oxygène ici) pour la fin. Procédez systématiquement, atome par atome, jusqu'à ce que tout soit équilibré.
Normes
Selon les conventions de l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (IUPAC), une équation chimique doit indiquer l'état physique de chaque substance : (s) pour solide, (l) pour liquide, (g) for gaz, et (aq) pour les espèces en solution aqueuse. La flèche simple (\(\rightarrow\)) indique une réaction considérée comme totale.
Formule(s)
Forme générale de la réaction
Hypothèses
On suppose que la réaction est complète (totale), c'est-à-dire que les réactifs se transforment entièrement en produits jusqu'à épuisement du réactif limitant. On suppose également qu'il n'y a pas de réactions secondaires.
Donnée(s)
Les réactifs identifiés dans l'énoncé sont le carbonate de calcium (\(CaCO_3\)) et l'acide chlorhydrique (HCl).
Astuces
Lorsqu'un ion polyatomique comme le carbonate (\(CO_3^{2-}\)) se décompose, visualisez sa transformation. Il réagit avec les ions \(H^+\) de l'acide pour former de l'acide carbonique (\(H_2CO_3\)), une molécule instable qui se décompose immédiatement en eau (\(H_2O\)) et en dioxyde de carbone (\(CO_2\)).
Schéma (Avant les calculs)
Molécules des Réactifs
Calcul(s)
Étape 1 : Équation non équilibrée
Étape 2 : Équilibrage
On compte les atomes :
- Côté produits : 2 Cl, 2 H.
- Côté réactifs : 1 Cl, 1 H.
Il faut donc multiplier HCl par 2. On place le coefficient stoïchiométrique "2" devant HCl. On recompte tous les atomes pour vérifier : Ca (1/1), C (1/1), O (3/3), H (2/2), Cl (2/2). L'équation est maintenant équilibrée.
Équation finale équilibrée
Schéma (Après les calculs)
Rapport Stoïchiométrique Visuel
Réflexions
L'équation équilibrée nous informe que la relation quantitative entre l'antiacide et l'acide n'est pas de 1 pour 1, mais de 1 pour 2. Cela signifie qu'une seule molécule de carbonate de calcium est capable de neutraliser deux molécules d'acide chlorhydrique. C'est une information capitale pour tous les calculs qui vont suivre.
Points de vigilance
L'erreur la plus commune est d'oublier d'équilibrer l'équation avant de commencer les calculs stoïchiométriques. Une équation non-équilibrée conduit à des rapports molaires incorrects et invalide tous les résultats ultérieurs.
Points à retenir
Pour réussir cette question, il faut maîtriser :
1. L'identification des produits d'une réaction carbonate-acide.
2. La méthode d'équilibrage par inspection des atomes.
3. L'interprétation des coefficients stoïchiométriques comme des rapports de moles.
Le saviez-vous ?
Le "gaz" produit, le \(CO_2\), est la cause des rots (éructations) que l'on peut avoir après avoir pris un antiacide effervescent. C'est la preuve physique et audible que la réaction de neutralisation a bien lieu dans votre estomac !
FAQ
L'acide carbonique \(H_2CO_3\) est bien un intermédiaire de la réaction, mais il est très instable en milieu aqueux et se décompose quasi-instantanément en eau (\(H_2O\)) et en dioxyde de carbone (\(CO_2\)), qui est un gaz plus stable.Pourquoi la réaction produit-elle du \(CO_2\) et non de l'acide carbonique \(H_2CO_3\) ?
Résultat Final
A vous de jouer
Équilibrez la réaction pour un autre antiacide, l'hydroxyde de magnésium \(Mg(OH)_2\), avec l'acide chlorhydrique HCl.
Question 2 : Calculer la masse molaire du carbonate de calcium (\(CaCO_3\))
Principe
Le concept physique est celui de l'additivité des masses. La masse d'un tout (la molécule) est la somme des masses de ses parties (les atomes). La masse molaire est donc la masse d'une mole de molécules, calculée en additionnant les masses d'une mole de chaque atome constituant.
Mini-Cours
La masse molaire (M), exprimée en grammes par mole (g/mol), est une propriété intrinsèque d'une substance. Elle fait le lien entre le monde microscopique (nombre d'Avogadro, \(N_A \approx 6.022 \times 10^{23}\) entités par mole) et le monde macroscopique (masse mesurable sur une balance). Pour un composé, elle est numériquement égale à sa masse moléculaire exprimée en unités de masse atomique (uma).
Remarque Pédagogique
Je conseille toujours à mes étudiants de décomposer la formule chimique avant de commencer. Pour \(CaCO_3\), écrivez clairement : 1 atome de Ca, 1 atome de C, 3 atomes de O. Cela évite les oublis, surtout avec des formules plus complexes. C'est une étape simple qui sécurise tout le calcul.
Normes
Les masses molaires atomiques que nous utilisons sont les poids atomiques standards publiés par l'IUPAC. Ces valeurs sont des moyennes pondérées des masses des isotopes naturels de chaque élément, ce qui explique pourquoi elles ne sont généralement pas des nombres entiers.
Formule(s)
Formule générale de la masse molaire
Hypothèses
Nous utilisons les masses molaires moyennes fournies dans l'énoncé, qui sont valables pour des échantillons terrestres standards. Nous négligeons les infimes variations isotopiques qui pourraient exister d'un échantillon à l'autre.
Donnée(s)
Les chiffres d'entrée sont les masses molaires atomiques des éléments constituant le \(CaCO_3\).
| Atome | Symbole | Masse Molaire (g/mol) |
|---|---|---|
| Calcium | Ca | 40.1 |
| Carbone | C | 12.0 |
| Oxygène | O | 16.0 |
Astuces
Pour le \(CaCO_3\), le calcul est simple : \(40.1 + 12.0 + 3 \times 16.0 = 40.1 + 12.0 + 48.0 = 100.1\). Remarquez comme ce chiffre est proche de 100. Pour des estimations rapides, utiliser 100 g/mol est souvent une excellente approximation qui simplifie les calculs mentaux.
Schéma (Avant les calculs)
Décomposition atomique de \(CaCO_3\)
Calcul(s)
Calcul de la masse molaire
Schéma (Après les calculs)
Somme des masses molaires
Réflexions
Le résultat, 100.1 g/mol, est une constante physique pour le carbonate de calcium. Il nous servira de "pont" ou de "facteur de conversion" pour passer de la masse d'un échantillon (que l'on peut peser) au nombre de moles (la quantité qui réagit chimiquement). Sans cette valeur, la stoïchiométrie est impossible.
Points de vigilance
Attention aux indices dans la formule chimique ! Une erreur fréquente est de mal lire \(CaCO_3\) et de ne compter qu'un seul oxygène. L'indice '3' s'applique uniquement à l'élément qui le précède directement, ici l'oxygène. Dans une formule comme \(Mg(OH)_2\), l'indice '2' s'applique à tout le groupe (OH).
Points à retenir
La méthode pour calculer la masse molaire est universelle :
1. Décomposer la formule chimique pour compter chaque type d'atome.
2. Multiplier le nombre de chaque atome par sa masse molaire atomique.
3. Additionner tous les résultats.
Le saviez-vous ?
Le carbonate de calcium est la principale cause de l'eau "dure". Les ions \(Ca^{2+}\) dissous dans l'eau peuvent précipiter sous forme de \(CaCO_3\) (calcaire ou tartre) lorsque l'eau est chauffée, ce qui explique les dépôts blancs dans les bouilloires et les chauffe-eaux.
FAQ
L'isotope 12 du carbone (\(^{12}C\)) sert de définition à l'unité de masse atomique, sa masse est donc exactement 12 uma. Cependant, le carbone naturel est un mélange d'isotopes, principalement \(^{12}C\) et \(^{13}C\). La masse molaire de 12.011 g/mol (souvent arrondie à 12.0) est la moyenne pondérée de la masse de ces isotopes.Pourquoi la masse molaire du carbone n'est-elle pas exactement 12 g/mol ?
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez la masse molaire de l'acide chlorhydrique (HCl), un autre réactif de notre exercice.
Question 3 : Déterminer la quantité de matière (moles) de \(CaCO_3\)
Principe
Le concept est la conversion d'une quantité macroscopique et tangible, la masse (que l'on mesure avec une balance), en une quantité chimique fondamentale, la mole. La mole représente un nombre fixe de particules (\(6.022 \times 10^{23}\)) et c'est cette quantité qui est directement proportionnelle dans les réactions chimiques.
Mini-Cours
La relation \(n = m/M\) est l'une des pierres angulaires de la chimie quantitative. Elle permet de "compter" des entités chimiques (atomes, molécules, ions) en les pesant. La masse molaire (M) agit comme le facteur de conversion unique à chaque substance, représentant la "masse d'un paquet" (d'une mole) de cette substance.
Remarque Pédagogique
Pensez aux unités comme à un guide. Vous avez des grammes (g) et vous voulez des moles (mol). Votre facteur de conversion, la masse molaire, est en grammes par mole (g/mol). Pour que les "g" s'annulent et qu'il ne reste que des "mol", vous devez diviser la masse par la masse molaire : \(\frac{\text{g}}{\text{g/mol}} = \text{g} \times \frac{\text{mol}}{\text{g}} = \text{mol}\). L'analyse dimensionnelle vous met sur la bonne voie.
Normes
L'utilisation du Système International d'Unités (SI) est cruciale. La masse doit être en kilogrammes (kg) dans le SI, mais en chimie, le gramme (g) est universellement utilisé pour les calculs avec la masse molaire en g/mol. L'important est la cohérence : si M est en g/mol, m doit être en g.
Formule(s)
Formule de la quantité de matière
Hypothèses
Nous faisons l'hypothèse que la masse de 500 mg indiquée sur la boîte correspond précisément à la masse de principe actif (\(CaCO_3\)) et non à la masse totale du comprimé (qui inclut les excipients). C'est une hypothèse de travail courante dans ce type d'exercice.
Donnée(s)
Les chiffres d'entrée sont la masse du principe actif et sa masse molaire.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse de \(CaCO_3\) | m | 500 | mg |
| Masse molaire de \(CaCO_3\) | M | 100.1 | g/mol |
Astuces
Puisque la masse molaire de \(CaCO_3\) est très proche de 100 g/mol, vous pouvez estimer rapidement : 500 mg = 0.5 g. \(0.5 / 100 = 0.005\) mol. Cette approximation est excellente et permet de vérifier rapidement l'ordre de grandeur de votre résultat final.
Schéma (Avant les calculs)
Conversion Masse \(\rightarrow\) Moles
Calcul(s)
Étape 1 : Conversion de la masse en grammes
Étape 2 : Calcul de la quantité de matière
Schéma (Après les calculs)
Résultat de la Conversion
Réflexions
Ce résultat de 0.005 mol est le "pouvoir d'action" chimique du comprimé. C'est cette quantité qui va dicter combien d'acide peut être neutralisé. La masse initiale de 500 mg est une information pratique pour le consommateur, mais la quantité de 0.005 mol est l'information fondamentale pour le chimiste.
Points de vigilance
La conversion d'unités est le piège numéro un. Si vous oubliez de convertir les milligrammes en grammes, votre résultat sera 1000 fois trop grand (\(500 / 100.1 \approx 4.995\) mol), ce qui est une quantité énorme et physiquement irréaliste pour un simple comprimé.
Points à retenir
Maîtriser cette question, c'est maîtriser la conversion masse \(\leftrightarrow\) moles, qui repose sur trois éléments :
1. La formule \(n=m/M\).
2. La cohérence des unités (utiliser le gramme).
3. La valeur correcte de la masse molaire.
Le saviez-vous ?
En pharmacologie, les dosages sont souvent exprimés en masse (mg) pour la facilité d'usage, mais la dose molaire est ce qui détermine l'effet biologique. Deux médicaments avec la même masse peuvent avoir des effets très différents s'ils ont des masses molaires très différentes, car le corps réagit au nombre de molécules, pas à leur poids.
FAQ
C'est le terme scientifique exact pour désigner ce que mesure la mole. Alors que la "masse" mesure l'inertie ou la quantité de matière au sens physique, la "quantité de matière" en chimie se réfère spécifiquement au nombre d'entités élémentaires (atomes, molécules...).Pourquoi utilise-t-on le terme "quantité de matière" ?
Résultat Final
A vous de jouer
Un comprimé d'aspirine contient 325 mg d'acide acétylsalicylique (\(C_9H_8O_4\)), dont la masse molaire est de 180.16 g/mol. Combien de moles y a-t-il dans un comprimé ?
Question 4 : Calculer le volume de suc gastrique neutralisé
Principe
Le principe physique est celui de la proportionnalité chimique définie par la stoïchiométrie. L'équation de la réaction nous donne le "taux de change" exact entre les moles d'antiacide et les moles d'acide. Une fois les moles d'acide connues, on utilise la concentration comme un "facteur de densité" pour convertir cette quantité chimique en un volume physique.
Mini-Cours
Cette question combine deux concepts clés. Le premier est la stoïchiométrie, qui utilise les coefficients de l'équation équilibrée (\(1\ CaCO_3\) pour \(2\ HCl\)) pour calculer une quantité de matière inconnue à partir d'une connue. Le second est la molarité (\(C=n/V\)), qui relie la quantité de soluté (moles) au volume de la solution (litres).
Remarque Pédagogique
Visualisez un chemin en trois étapes : 1) Vous avez une quantité de \(CaCO_3\) en moles. 2) L'équation vous dit : "pour chaque mole de \(CaCO_3\), vous pouvez gérer 2 moles de HCl". Calculez cette quantité cible de HCl. 3) Vous savez que chaque litre de solution contient 0.1 mole de HCl. Calculez combien de litres sont nécessaires pour atteindre votre cible.
Normes
L'utilisation des unités SI est primordiale. La concentration molaire est en mol/L. Pour que les calculs soient cohérents, le volume calculé à partir de la formule \(V=n/C\) sera donc obligatoirement en Litres (L). Une conversion finale est souvent nécessaire pour obtenir des millilitres (mL), une unité plus pratique pour de petits volumes.
Formule(s)
Rapport stoïchiométrique
Volume à partir de la concentration
Hypothèses
On suppose que la concentration de l'acide gastrique est homogène et stable à 0.1 mol/L. On suppose aussi que la réaction de neutralisation se poursuit jusqu'à l'épuisement complet du carbonate de calcium, ce qui est raisonnable étant donné que HCl est un acide fort.
Donnée(s)
Les chiffres d'entrée pour cette question sont :
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Quantité de \(CaCO_3\) | \(n(\text{CaCO}_3)\) | 0.005 | mol |
| Concentration de HCl | \([\text{HCl}]\) | 0.1 | mol/L |
Astuces
Pour éviter les erreurs de calcul, traitez les puissances de 10 séparément. Ici, \(n(\text{HCl}) = 0.01\) et \(C=0.1\). Le calcul est \(0.01 / 0.1 = 10^{-2} / 10^{-1} = 10^{-1} = 0.1\). Cette méthode est très utile pour vérifier les ordres de grandeur sans calculatrice.
Schéma (Avant les calculs)
Le Chemin de Calcul
Calcul(s)
Étape 1 : Calcul des moles de HCl neutralisées
Étape 2 : Calcul du volume de solution acide
Étape 3 : Conversion du volume en millilitres
Schéma (Après les calculs)
Volume de Suc Gastrique Neutralisé
Réflexions
Ce résultat quantifie l'efficacité du médicament. Il nous dit qu'un comprimé standard peut gérer environ 100 mL d'acide gastrique. C'est une information cruciale pour la posologie et pour comprendre les limites d'un traitement. Si un patient produit beaucoup plus de 100 mL d'acide, une dose unique pourrait ne pas être suffisante.
Points de vigilance
La principale source d'erreur est d'oublier le rapport stoïchiométrique 1:2. Si vous considérez un rapport 1:1 par erreur, vous calculerez un volume de 50 mL, soit la moitié du volume correct. Rappelez-vous toujours de consulter l'équation équilibrée avant de faire le lien entre les moles de deux substances.
Points à retenir
Pour passer de la masse d'un réactif A au volume d'un réactif B en solution :
1. Calculez les moles de A (\(n_A = m_A/M_A\)).
2. Utilisez le rapport molaire de l'équation pour trouver les moles de B (\(n_B\)).
3. Calculez le volume de B (\(V_B = n_B/C_B\)).
Le saviez-vous ?
Le pH est une échelle logarithmique. Un pH de 1 est 10 fois plus acide qu'un pH de 2, et 100 fois plus acide qu'un pH de 3. C'est pourquoi même une petite augmentation du pH de l'estomac, par exemple de 1.5 à 3.5, représente une réduction très importante de l'acidité et apporte un soulagement significatif.
FAQ
Oui, mais de manière négligeable. Le volume d'un comprimé de 500 mg est très faible (moins de 1 mL) comparé aux volumes de liquides gastriques. Pour les calculs de chimie, on ignore ce volume solide.Est-ce que le volume du comprimé lui-même affecte le volume de l'estomac ?
Résultat Final
A vous de jouer
Si un patient prend un antiacide plus puissant contenant 800 mg de \(CaCO_3\), quel volume de suc gastrique (à 0.1 M) pourrait-il neutraliser ?
Question 5 : Réactif limitant et en excès
Principe
Dans une réaction chimique, les réactifs ne sont que rarement présents dans les proportions exactes dictées par la stoïchiométrie. Le "réactif limitant" est celui qui s'épuise en premier et qui, par conséquent, "limite" la quantité de produit qui peut être formée, mettant fin à la réaction.
Mini-Cours
Pour identifier le réactif limitant, la méthode la plus fiable consiste à calculer la quantité de matière (moles) de chaque réactif initialement présent. Ensuite, on divise chacune de ces quantités par le coefficient stoïchiométrique correspondant dans l'équation équilibrée. Le réactif qui présente le plus petit ratio est le réactif limitant.
Remarque Pédagogique
Ne vous fiez pas à la masse ou au volume pour déterminer le réactif limitant ! Une grande masse d'un réactif avec une masse molaire élevée peut correspondre à peu de moles. La seule comparaison valable est celle des quantités de matière (moles), ajustées par leurs coefficients stoïchiométriques.
Normes
Le concept de réactif limitant n'est pas une norme en soi, mais il est au cœur du calcul de rendement des réactions chimiques, un paramètre essentiel en chimie industrielle et en pharmacologie, régi par des normes de production et de qualité très strictes (ex: Bonnes Pratiques de Fabrication).
Formule(s)
Critère du réactif limitant
Où \(a\) et \(b\) sont les coefficients stoïchiométriques des réactifs A et B.
Hypothèses
Nous supposons que les quantités initiales données (120 mL de suc gastrique et 1 comprimé de 500 mg) sont les seules quantités de réactifs disponibles pour la réaction. Nous supposons également que la réaction se déroule dans un système fermé où rien n'est ajouté ni retiré.
Donnée(s)
Les chiffres d'entrée sont les quantités initiales de chaque réactif :
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Volume de HCl | \(V(\text{HCl})\) | 120 | mL |
| Quantité de \(CaCO_3\) | \(n(\text{CaCO}_3)\) | 0.005 | mol |
| Concentration de HCl | \([\text{HCl}]\) | 0.1 | mol/L |
Astuces
Une méthode alternative rapide : utilisez le résultat de la question 4 ! Nous savons qu'un comprimé peut neutraliser 100 mL d'acide. Le patient a 120 mL d'acide. Puisqu'il y a plus d'acide présent (120 mL) que ce que le comprimé ne peut en traiter (100 mL), l'acide est forcément en excès, et le comprimé (\(CaCO_3\)) est donc le réactif limitant.
Schéma (Avant les calculs)
État Initial : Comparaison des Quantités
Calcul(s)
Quantité initiale de \(CaCO_3\)
Quantité initiale de HCl
Calcul du rapport pour \(CaCO_3\)
Calcul du rapport pour HCl
Puisque \(0.005 < 0.006\), le carbonate de calcium (\(CaCO_3\)) est le réactif limitant.
Schéma (Après les calculs)
État Final de la Réaction
Réflexions
Le calcul confirme que le comprimé est insuffisant. Il neutralisera une partie de l'acide, faisant monter le pH et apportant un soulagement, mais il restera un excès d'acide dans l'estomac. Ceci est une situation réaliste, car l'objectif d'un antiacide n'est pas de rendre l'estomac basique (ce qui stopperait la digestion), mais de réduire l'hyperacidité à un niveau confortable.
Points de vigilance
L'erreur à éviter est de conclure en comparant directement les quantités de moles (0.005 mol vs 0.012 mol) sans tenir compte des coefficients. On pourrait croire à tort que \(CaCO_3\) est limitant car 0.005 est plus petit, mais sans la division par les coefficients, cette conclusion n'est pas garantie d'être correcte.
Points à retenir
La méthode pour identifier le réactif limitant est infaillible :
1. S'assurer d'avoir l'équation équilibrée.
2. Calculer le nombre de moles initial de CHAQUE réactif.
3. Diviser chaque nombre de moles par son coefficient stoïchiométrique.
4. Le plus petit résultat désigne le réactif limitant.
Le saviez-vous ?
Dans le corps humain, le concept de "réactif limitant" est partout. La croissance des cellules peut être limitée par la disponibilité d'un seul acide aminé essentiel. En agriculture, la croissance des plantes est souvent limitée par l'élément nutritif le moins disponible dans le sol (azote, phosphore ou potassium), un principe connu comme la "Loi du minimum de Liebig".
FAQ
Le \(CaCO_3\) (0.005 mol) réagit avec \(2 \times 0.005 = 0.01\) mol de HCl. Il y avait initialement 0.012 mol de HCl. La quantité restante est donc \(0.012 \text{ mol} - 0.01 \text{ mol} = 0.002 \text{ mol}\) de HCl.Quelle quantité de HCl reste-t-il en excès ?
Résultat Final
A vous de jouer
Si on mélange 10 moles de \(H_2\) et 7 moles de \(O_2\) pour former de l'eau (\(2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O\)), quel est le réactif limitant ?
Outil Interactif : Simulateur de Neutralisation
Utilisez cet outil pour explorer comment la masse de l'antiacide et la concentration de l'acide gastrique influencent la capacité de neutralisation.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Selon l'équation équilibrée, combien de moles de HCl sont nécessaires pour neutraliser une mole de \(CaCO_3\) ?
2. Quel gaz est produit lors de la réaction entre le carbonate de calcium et l'acide chlorhydrique ?
3. Si on double la masse de \(CaCO_3\) dans un comprimé, le volume d'acide neutralisé...
4. Le réactif limitant est celui qui...
5. Une solution avec un pH de 2 est considérée comme...
Glossaire
- Acide Chlorhydrique (HCl)
- Acide fort présent naturellement dans le suc gastrique, essentiel à la digestion des protéines et à l'élimination des bactéries.
- Base
- Substance chimique capable de réagir avec un acide pour former un sel et de l'eau. Les bases neutralisent l'acidité.
- Neutralisation
- Réaction chimique entre un acide et une base, qui résulte en la formation d'un sel et d'eau, et amène le pH de la solution vers la neutralité (pH 7).
- pH
- Mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution. Un pH inférieur à 7 est acide, 7 est neutre, et supérieur à 7 est basique.
- Stoïchiométrie
- Étude des proportions quantitatives (en moles, masse, volume) des réactifs et des produits dans une réaction chimique.
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