Science et technologie s1073

La stoechiométrie et ses calculs

La stœchiométrie est un calcul qui permet d’analyser les quantités de réactifs et de produits qui sont en jeu au cours d’une réaction chimique. Elle sert surtout à calculer le nombre de moles et les masses en présence dans la réaction chimique.

Il existe une méthode de travail relativement simple qui permet de calculer précisément les quantités de réactifs et de produits impliquées dans une réaction chimique. Elle nécessite la construction d’un tableau qui facilite beaucoup la compréhension et les calculs dans les problèmes.

Ce tableau comporte quatre lignes qui devront comprendre, dans l’ordre :

  • L’équation chimique complète et équilibrée dont il est question dans le problème.  Si cette équation n’est pas équilibrée ou encore mal équilibrée, il sera impossible de résoudre le problème.
  • Le nombre de moles impliquées dans la réaction chimique pour chacune des substances qui se trouvent dans l’équation chimique.
  • La masse molaire de chaque substance impliquée dans la réaction chimique.
  • La masse en grammes de chacune des substances impliquées dans la réaction chimique.
Voici un exemple de tableau utilisé pour la résolution de calculs stoechiométriques.
​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space NH_{3}|
​|\rightarrow|​|​\color {red}{1}\space N_{2}|
​|+|​|​\color {red}{3}\space H_{2}|
​Nombre de moles
​Masse molaire
​Masse

Par la suite, il faudra respecter les étapes suivantes pour faciliter la résolution du problème.
  1. Écrire l’équation de la réaction chimique dans le tableau et l’équilibrer.
  2. Inclure dans le tableau les informations fournies par le problème dans les cases appropriées.
  3. Calculer la masse molaire de chaque substance se trouvant dans l’équation chimique.
  4. Identifier dans le tableau les données que l’on doit trouver.
  5. Résoudre le problème.

Combien de moles d'eau |(H_{2}O)| sont nécessaires pour produire 12 g de dihydrogène |(H_{2})| selon l'équation |​H_{2}O \rightarrow H_{2} + O_{2}| ?

1. Écrire l’équation de la réaction chimique dans le tableau et l’équilibrer.
​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space H_{2}O|
​|\rightarrow| ​|​\color {red}{2}\space H_{2}|
​|+|​|​\color {red}{1}\space O_{2}|
​Nombre de moles
​Masse molaire
​Masse


2. Inclure dans le tableau les informations fournies par le problème dans les cases appropriées.

La seule information connue est la masse de dihydrogène obtenue lors de la réaction.

​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space H_{2}O|
​|\rightarrow| ​|​\color {red}{2}\space H_{2}|
​|+|​|​\color {red}{1}\space O_{2}|
​Nombre de moles
​Masse molaire
​Masse
|​\color {blue}{12 \space g}|


3. Calculer la masse molaire de chaque substance se trouvant dans l’équation chimique.
Avec l’expérience, il sera possible de ne calculer que les masses molaires nécessaires, mais il est suggéré de toutes les calculer dans la résolution des premiers problèmes.

​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space H_{2}O|
​|\rightarrow| ​|​\color {red}{2}\space H_{2}|
​|+|​|​\color {red}{1}\space O_{2}|
​Nombre de moles
​Masse molaire
|18,02 \space g/mol|
|​2,02 \space g/mol|
|​32,00 \space g/mol|
​Masse
|​\color {blue}{12 \space g}|

4. Identifier dans le tableau les données qu’on nous demande de trouver.

Il est demandé de trouver le nombre de moles d'eau |(H_{2}O)| nécessaires pour obtenir 12 g de |H_{2}|.

​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space H_{2}O|
​|\rightarrow| ​|​\color {red}{2}\space H_{2}|
​|+|​|​\color {red}{1}\space O_{2}|
​Nombre de moles
|​\color {green}{?}|
​Masse molaire
|18,02 \space g/mol|
|​2,02 \space g/mol|
|​32,00 \space g/mol|
​Masse
|​\color {blue}{12 \space g}|

5. Résoudre le problème.

Afin d’arriver à trouver le nombre de moles d'eau nécessaire à la réaction, il faudra utiliser les informations sur le dihydrogène |(H_{2})|. Il faut toujours faire le rapport stœchiométrique entre les coefficients de l’équation (en rouge dans le tableau) et le nombre réel de moles impliquées dans la réaction. Par conséquent, il faut tout d'abord calculer le nombre de moles de |H_{2}| impliquées dans la réaction.
|\displaystyle n = \frac {m}{M}|
|\displaystyle n = \frac {12 \space g}{2,02 g/mol}|
|\displaystyle n = 5,94 \space mol|

​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space H_{2}O|
​|\rightarrow| ​|​\color {red}{2}\space H_{2}|
​|+|​|​\color {red}{1}\space O_{2}|
​Nombre de moles
|​\color {green}{?}|​|5,94 \space mol|
​Masse molaire
|18,02 \space g/mol|
|​2,02 \space g/mol|
|​32,00 \space g/mol|
​Masse
|​\color {blue}{12 \space g}|

Il est maintenant possible de savoir combien de moles d'eau seront nécessaires. Il faut faire un produit croisé entre le nombre de moles de la réaction équilibrée et le nombre de moles utilisées dans la réaction.

|\displaystyle \frac{2 \space mol \space H_{2}O}{x}=\frac {2 \space mol \space H_{2}}{5,94 \space mol \space H_{2}}|
|\displaystyle x = \frac {2 \times 5,94}{2} = 5,94 \space mol \space H_{2}O|

Considérant l'équation équilibrée, il est logique le nombre de moles soit le même pour |H_{2}O| et |H_{2}|, car, dans l'équation équilibrée, il y autant de moles de chacune des molécules.


Le nombre de moles d'eau nécessaire est donc 5,94 mol.

Combien de grammes de diazote |(N_{2})| peut-on produire en décomposant 15 grammes d’ammoniac |(NH_{3})| selon l'équation |​NH_{3} \rightarrow N_{2} + H_{2}| ?

1. Écrire l’équation de la réaction chimique dans le tableau et l’équilibrer.
​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space NH_{3}|
​|\rightarrow|​|​\color {red}{1}\space N_{2}|
​|+|​|​\color {red}{3}\space H_{2}|
​Nombre de moles
​Masse molaire
​Masse


2. Inclure dans le tableau les informations fournies par le problème dans les cases appropriées.

La seule information donnée dans le problème est la quantité initiale d'ammoniac, soit 15 grammes.

​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space NH_{3}|
​|\rightarrow|​|​\color {red}{1}\space N_{2}|
​|+|​|​\color {red}{3}\space H_{2}|
​Nombre de moles
​Masse molaire
​Masse​|\color {blue}{15 \space g}|


3. Calculer la masse molaire de chaque substance se trouvant dans l’équation chimique.

​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space NH_{3}|
​|\rightarrow|​|​\color {red}{1}\space N_{2}|
​|+|​|​\color {red}{3}\space H_{2}|
​Nombre de moles
​Masse molaire
|17,04 \space g/mol|
|​28,02 \space g/mol|
|​2,02 \space g/mol|
​Masse​|\color {blue}{15 \space g}|

4. Identifier dans le tableau les données qu’on nous demande de trouver.

Il est demandé de trouver la masse de |N_{2}| produite par 15 g de |NH_{3}|.
​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space NH_{3}|
​|\rightarrow|​|​\color {red}{1}\space N_{2}|
​|+|​|​\color {red}{3}\space H_{2}|
​Nombre de moles
​Masse molaire
|17,04 \space g/mol|
|​28,02 \space g/mol|
|​2,02 \space g/mol|
​Masse​|\color {blue}{15 \space g}|
|\color {green}{?}​|

5. Résoudre le problème.

Afin d’arriver à trouver la masse de |N_{2}| produite, il faudra utiliser les informations sur l'ammoniac |(NH_{3})|. Comme dans l'exemple précédent, il faut toujours faire le rapport stœchiométrique entre les coefficients de l’équation (en rouge dans le tableau) et le nombre réel de moles impliquées dans la réaction. Par conséquent, il faut tout d'abord calculer le nombre de moles de |NH_{3}| impliquées dans la réaction.
|\displaystyle n = \frac {m}{M}|
|\displaystyle n = \frac {15 \space g}{17,04 g/mol}|
|\displaystyle n = 0,88 \space mol|

Il est maintenant possible de savoir combien de moles de |N_{2}| sont impliquées. Il faut faire un produit croisé entre le nombre de moles de la réaction équilibrée et le nombre de moles utilisées dans la réaction.

|\displaystyle \frac{2 \space mol \space NH_{3}}{0,88 \space mol \space NH_{3}}=\frac {1 \space mol \space N_{2}}{x}|
|\displaystyle x = \frac {1 \times 0,88}{2} = 0,44 \space mol N_{2}|

Ce résultat était attendu, car il y a deux fois moins de moles de |N_{2}| que de moles de |NH_{3}| dans l'équation équilibrée.

​Équation chimique équilibrée
|​\color {red}{2}\space NH_{3}|
​|\rightarrow|​|​\color {red}{1}\space N_{2}|
​|+|​|​\color {red}{3}\space H_{2}|
​Nombre de moles
​|0,88 \space mol|
​|0,44 \space mol|
​Masse molaire
|17,04 \space g/mol|

|​28,02 \space g/mol|

|​2,02 \space g/mol|
​Masse​|\color {blue}{15 \space g}|
|\color {green}{​?}|

Il sera finalement possible de calculer la masse de |N_{2}| en utilisant la formule de la masse molaire.

|\displaystyle n = \frac {m}{M}|
|\displaystyle 0,44 \space mol = \frac {m}{28,02\space g/mol}|
|\displaystyle m = 12,3 \space g|


La masse de |N_{2}| produite est donc 12,3 g.

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