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Mélange stoechiométrique

Es-tu un pro de la gastronomie ? Alors mets tes talents de cuisinier à l'épreuve et observe si tu peux bien maîtriser les mélanges stœchiométriques !

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Mélange stoechiométrique

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Es-tu un pro de la gastronomie ? Alors mets tes talents de cuisinier à l'épreuve et observe si tu peux bien maîtriser les mélanges stœchiométriques !

Ah, les mélanges stœchiométriques, l'un des sujets les plus intéressants que nous abordons en chimie ! C'est un peu comme lorsque tu mélanges des ingrédients pour faire une délicieuse crêpe : tu dois connaître la bonne recette et les bonnes quantités pour obtenir le meilleur résultat !

  • Ce résumé de cours couvre les mélanges stœchiométriques.
  • Tout d'abord, nous examinerons la réaction chimique et la stœchiométrie.
  • Ensuite, nous verrons le mélange stœchiométrique et les coefficients stœchiométriques.
  • Nous apprendrons comment équilibrer les équations.
  • Ensuite, nous apprendrons les étapes des conversions de mole et le rapport stœchiométrique.
  • Ensuite, nous apprendrons les étapes des conversions de masse.
  • Nous présenterons la masse molaire et les réactifs.
  • Enfin, nous résumerons ces étapes de conversion.

Mélange stoechiométrique et réaction chimique

Une réaction chimique consiste à rompre les liaisons entre les molécules des réactifs et à former de nouvelles liaisons entre les molécules des produits afin d'obtenir une nouvelle substance.

Les réactions chimiques sont présentes partout autour de nous, qu'il s'agisse du métabolisme des aliments dans notre corps ou de la façon dont la lumière que nous recevons du soleil est le résultat de réactions chimiques.

Qu'est-ce que la stœchiométrie ?

La stœchiométrie est basée sur la loi de conservation de la masse. Cette loi stipule que, dans un système fermé (sans forces extérieures), la masse des produits est la même que celle des réactifs. La stœchiométrie est utilisée pour équilibrer les réactions afin qu'elles obéissent à cette loi. Elle est également utilisée pour calculer la masse des produits et/ou des réactifs.

La stœchiométrie est la relation entre la quantité de réactifs et de produits dans une réaction chimique.

Qu'est-ce qu'un mélange stœchiométrique ?

Le mélange stœchiométrique est un cas particulier, lorsque tous les réactifs de la réaction chimique sont consommés à la fin de la réaction, ce qui signifie qu'ils ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.

Les proportions stœchiométriques sont atteintes lorsque les quantités de matière initiale des réactifs sont dans les proportions de leur nombre stœchiométrique.

Coefficients stœchiométriques

Les coefficients stœchiométriques sont les nombres placés devant une espèce dans une équation chimique. Ces coefficients nous indiquent le rapport entre les réactifs et les produits.

Que signifie tout cela ? Tout d'abord, examinons une réaction générale :

2A+BC+3D 2A + B \rightarrow C + 3D

Nous présentons ici deux réactifs \( (A \space et \space B) \) et deux produits \( (C \space et \space D) \) . Les chiffres devant sont les coefficients stœchiométriques.

Ces coefficients nous indiquent qu'il faut \( 2 \) mol de \( A \) et \( 1 \) mol de \( B \) pour former \( 1 \) mol de \( C \) et \( 3 \) mol de \( D \) . Lorsque nous effectuons des calculs stœchiométriques, nous utilisons ces rapports pour calculer différentes valeurs, comme par exemple le nombre de moles de \( C \) produites lorsque \( 3 \) mol de \( A \) sont consommées dans la réaction.

Équilibrer une équation

Les calculs stœchiométriques reposent sur des coefficients stœchiométriques. Nous devons donc toujours nous assurer que nos équations sont équilibrées.

Lorsqu'une équation est équilibrée, le nombre de moles de chaque élément est égal de part et d'autre.

Par exemple, voici l'équation équilibrée pour la formation de l'eau :

2H2(g)+O2(g)2H2O(l) 2H_{2(g)} + O_{2(g)} \rightarrow 2H_2O_{(l)}

Pour compter le nombre de moles, on multiplie l'indice (petit nombre) de chaque élément par leur coefficient, ce qui nous présente :

Hydrogène (à gauche) : \( 2(2)=4 \) Hydrogène (droite) : \( 2(2)=4 \)

Oxygène (gauche) : \( 1(2)=2 \) Oxygène (droite) : \( 2(1)=2 \)

Le nombre à gauche est le coefficient, tandis que le nombre à droite est l'indice.

Travaillons maintenant sur l'équilibrage d'une équation ensemble.

Équilibre l'équation suivante :

La première étape consiste à compter le nombre de moles de chaque élément des deux côtés. Lorsque les éléments sont entre parenthèses, comme ici \( (OH) \) , nous multiplions l'indice par chaque élément. Par conséquent, \( (OH)_{2} \) , est identique à \( O_{2}H_{2} \) en termes de nombres.

Commençons par le côté gauche :

  • Sodium \( (Na) \) : \( 1 \)

  • Brome \( (Br) \) : \( 1 \)

  • Calcium \( (Ca) \) : \( 1 \)

  • Oxygène \( (O) \) : \( 2 \)

  • Hydrogène \( (H) \) : \( 2 \)

Passons maintenant à la partie droite :Sodium \( (Na) \) : \( 1 \) Brome \( (Br) \) : \( 2 \) Calcium \( (Ca) \) : \( 1 \) Oxygène \( (O) \) : \( 1 \) Hydrogène \( (H) \) : \( 1 \) Nous présentons donc trois espèces qui ne sont pas équilibrées : \( Br, O \space et \space H \) Tout d'abord, nous pouvons multiplier notre hydroxyde de sodium \( (NaOH) \) par \( 2 \) , de sorte que nos atomes d'oxygène et d'hydrogène sont maintenant équilibrés :NaBr+Ca(OH)2CaBr2+2NaOH NaBr + Ca(OH)_2 \rightarrow CaBr_2 + 2NaOH Maintenant, nous présentons un nouveau problème, nos atomes de sodium sont déséquilibrés ! Pour notre dernière étape, nous pouvons donc multiplier le composé de bromure de sodium \( (NaBr) \) par \( 2 \) , afin que nos atomes de brome et de sodium soient tous équilibrés. 2NaBr+Ca(OH)2CaBr2+2NaOH 2NaBr + Ca(OH)_2 \rightarrow CaBr_2 + 2NaOH

Lorsque tu effectues des calculs, assure-toi toujours que ton équation est équilibrée !

Conversion en moles

Comme tu as pu l'observer précédemment, les unités pour les équations chimiques sont en moles, donc convertir des moles d'une espèce à une autre n'est pas très difficile.

Les étapes de base sont les suivantes :

  1. Vérifie si l'équation est équilibrée ;
  2. Si elle n'est pas équilibrée, équilibre d'abord l'équation ;
  3. Multiplie ton nombre de moles par le rapport stœchiométrique.

Qu'est-ce que j'entends par rapport stœchiométrique ? Eh bien, voyons ensemble un exemple pour l'observer.

Rapport stœchiométrique

En utilisant l'équation équilibrée ci-dessous, calcule le nombre de moles de chlorure de fer \( (III) \) \( FeCl_3 \) produites lorsque \( 1,75 mol \) de chlore gazeux \( Cl_2 \) réagissent avec suffisamment de fer \( Fe \) .

2Fe+3Cl22FeCl3 2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3

La première étape a donc été franchie puisque l'équation est déjà équilibrée, alors passons à l'étape \( 2 \) !

Le rapport stœchiométrique est simplement le rapport entre notre espèce de départ \( Cl_2 \) et notre espèce désirée \( FeCl_3 \) . Ce rapport nous est donné par les coefficients.

Tant que tu t'assures que tes unités s'annulent, ce processus fonctionne pour convertir les réactifs en produits, les produits en réactifs et les produits en produits/réactifs en réactifs.

Nous multiplions notre quantité de chlore par ce rapport, de sorte que les moles de chlore s'annulent, ce qui nous donne des moles de \( FeCl_3 \) :

1,75molCl2*2molFeCl33molCl2 1,75\,mol\,Cl_2*\frac{2\,mol\,FeCl_3}{3\,mol\,Cl_2}

1,75molCl2*2molFeCl33molCl2 1,75\cancel{mol\,{Cl_2}}*\frac{2\,mol\,FeCl_3}{3\cancel{mol\,Cl_2}}

1,75*23molFeCl3=1,17molFeCl3 1,75*\frac{2}{3}\,mol\,FeCl_3=1,17\,mol\,FeCl_3

1,75*23molFeCl3=1,17molFeCl3 1,75*\frac{2}{3}\,mol\,FeCl_3=1,17\,mol\,FeCl_3

C'est assez simple, non ? La partie la plus amusante est à venir : les conversions de masse.

Conversions de masse

Les équations chimiques étant exprimées en unités de moles, nous présentons d'abord la conversion en moles, puis en masse.

Les étapes de base sont les suivantes :

  1. Vérifie si l'équation est équilibrée ;
  2. Si elle n'est pas équilibrée, il faut d'abord l'équilibrer ;
  3. Convertis la masse de l'espèce en moles de l'espèce ;
  4. Utilise le rapport stœchiométrique pour convertir les moles d'une espèce en moles d'une autre espèce ;
  5. Reconvertis les moles en masse.

Masse molaire

La conversion de la masse en moles (et vice versa) s'effectue à l'aide de la masse molaire de l'espèce :

La masse molaire d'une espèce est la masse totale d'un élément ou d'un composé pour \( 1 \) mole.

Dans le tableau périodique, la masse indiquée est la masse atomique.

La masse molaire d'un composé est la somme des masses atomiques de chaque élément contenu dans ce composé, multipliée par leur indice.

Par exemple, voici comment calculer la masse molaire de l'eau \( H_2O \) :

  • Masse atomique \( H \) : \( 1,01 g/mol \)
  • Masse atomique (O) : \( 16,00 g/mol \)

2(1,01gmol)+16,00gmol=18,02gmol 2(1,01\frac{g}{mol})+16,00\frac{g}{mol}=18,02\frac{g}{mol}

Maintenant que nous savons comment calculer la masse molaire, travaillons sur un problème.

À l'aide de l'équation équilibrée ci-dessous, calcule combien de grammes de dioxyde de carbone \( CO_2 \) sont produits lorsque \( 54,6 g \) d'éthane \( C_2H_6 \) sont brûlés avec suffisamment d'oxygène gazeux \( O_2 \) pour réagir.

2C2H6+7O24CO2+6H2O 2C_2H_6 + 7O_2 \rightarrow 4CO_2 + 6 H_2O

Masse atomique \( C \) : \( 12,01 g/mol \)

Masse atomique \( H \) : \( 1,01 g/mol \)

Masse atomique \( O \) : \( 16,00 g/mol \)

Pour notre première étape, nous devons convertir les grammes d'éthane en moles. Pour ce faire, nous devons d'abord calculer la masse molaire du composé :

2(12,01gmol)+6(1,01gmol)=30,08gmol 2(12,01\frac{g}{mol})+6(1,01\frac{g}{mol})=30,08\frac{g}{mol}

Ensuite, nous divisons la masse par la masse molaire, de sorte que les unités de grammes s'annulent et que nous nous retrouvions avec des unités de moles :

54,6gC2H630,08gC2H6mol=1,82molC2H6 \frac{54,6\cancel{\,g}\,C_2H_6}{\frac{30,08\cancel{\,g}\,C_2H_6}{mol}}=1,82\,mol\,C_2H_6

Lorsque l'on divise par une fraction, cela revient à multiplier par la réciproque (l'inverse). Ainsi, lorsque nous divisons par \( n.g/mol \) , cela revient à multiplier par \( mol/ n.g \) .Ensuite, nous multiplions par le rapport entre l'éthane et le dioxyde de carbone :1,82molC2H6*4molCO22molC2H6=3,64molCO2 1,82\cancel{\,mol\,C_2H_6}*\frac{4\,mol\,CO_2}{2\cancel{\,mol\,C_2H_6}}=3,64\,mol\,CO_2 Nous devons maintenant reconvertir en moles. Pour ce faire, nous multiplions par la masse molaire. Mais d'abord, nous devons calculer la masse molaire du \( CO_2 \) :12,01gmol+2(16,00gmol)=44,01gmol 12,01\frac{g}{mol}+2(16,00\frac{g}{mol})=44,01\frac{g}{mol} Enfin, nous pouvons multiplier le nombre de moles par la masse molaire pour obtenir la quantité en grammes :3,64molCO2*44,01gmolCO2=160,2gCO2 3,64\cancel{\,mol}\,CO_2*44,01\frac{g}{\cancel{mol}}\,CO_2=160,2\,g\,CO_2

Réactifs

Dans nos calculs, nous n'avons présenté que la quantité d'un seul réactif, au lieu des deux. Dans ces exemples, nous supposons que nous présentons une quantité suffisante de notre deuxième réactif, mais ce n'est pas toujours le cas.

Dans les réactions, il y a souvent un réactif limitant, qui est consommé en premier. Ce réactif "limite" la quantité de produit qui peut être fabriquée.

Pour trouver le réactif limitant, il faut calculer le rendement (produit fabriqué) de chaque réactif. Celui qui produit le moins est limitant.

Comment effectuer des calculs stœchiométriques ?

Maintenant que nous avons appris comment effectuer ces calculs, voici un résumé de ces étapes.

Pour les calculs de mole à mole :

Mélange stoechiométrique, Étapes des conversions de mole à mole, StudySmarterFig.1- Les étapes de la conversion de mole à mole

Pour les calculs de masse, consulte ce tableau qui présente les étapes des conversions de masse à masse :

Étapes Description
1

Vérifie si l'équation est équilibrée :

  • Si l'équation est équilibrée, passe à l'étape \( 2 \) .

  • Si l'équation est déséquilibrée, multiplie les espèces nécessaires par des coefficients afin que les deux côtés présentent la même quantité de chaque élément.

2

Calcule la masse molaire de l'espèce de départ.

  • La masse molaire est égale à la somme des masses atomiques de chaque élément composant, multipliée par leurs coefficients respectifs ;

3

Divise ta masse par le rapport stœchiométrique ;

4

Multiplie ta quantité de mole par le rapport stœchiométrique ;

5

Calcule la masse molaire de l'espèce désirée ;

6

Multiplie ta quantité molaire par la masse molaire.

Un mélange stœchiométrique - Points clés

  • Une réaction chimique consiste à rompre les liaisons entre les molécules des réactifs et à former de nouvelles liaisons entre les molécules des produits afin d'obtenir une nouvelle substance.
  • La stœchiométrie est la relation entre la quantité de réactifs et de produits dans une réaction chimique.
  • Le mélange stœchiométrique est un cas particulier, lorsque tous les réactifs de la réaction chimique sont consommés à la fin de la réaction, ce qui signifie qu'ils ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.
  • Les proportions stœchiométriques sont atteintes lorsque les quantités de matière initiale des réactifs sont dans les proportions de leur nombre stœchiométrique.
  • Les coefficients stœchiométriques sont les nombres placés devant une espèce dans une équation chimique.
  • Ces coefficients nous indiquent le rapport entre les réactifs et les produits.
  • Les étapes de la conversion de mole à mole sont les suivantes :
    1. Vérifie si l'équation est équilibrée ;
    2. Si elle n'est pas équilibrée, équilibre d'abord l'équation ;
    3. Multiplie ton nombre de moles par le rapport stœchiométrique.
  • Les étapes de la conversion de masse en masse sont les suivantes :
    1. Vérifie si l'équation est équilibrée. Si elle n'est pas équilibrée, équilibre-la d'abord ;
    2. Convertis la masse de l'espèce en moles de l'espèce en divisant par la masse molaire ;
    3. Utilise le rapport stœchiométrique pour convertir les moles d'une espèce en moles d'une autre espèce ;
    4. Reconvertis les moles en masse en multipliant par la masse molaire.
  • La masse molaire d'une espèce est la masse totale d'un élément ou d'un composé pour une mole.
  • La masse molaire d'un composé est la somme des masses atomiques de chaque élément contenu dans ce composé, multipliée par leur indice.

Questions fréquemment posées en Mélange stoechiométrique

Le mélange est stœchiométrique lorsque tous les réactifs de la réaction chimique sont consommés à la fin de la réaction, ce qui signifie qu'ils ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.

Les proportions stœchiométriques sont atteintes lorsque les quantités de matière initiale des réactifs sont dans les proportions de leur nombre stœchiométrique.

"Stœchiométrique" signifie la présence d’un mélange dont les quantités relatives des différents constituants sont correctes.

On peut trouver les proportions stœchiométriques lorsque les quantités de matière initiale des réactifs sont dans les proportions de leur nombre stœchiométrique.

Teste tes connaissances avec des questions à choix multiples

À l'aide de l'équation-bilan, calcule la quantité de gaz oxygène \( O_2 \) produite lorsque \( 72 g \) de peroxyde d'hydrogène \( H_2O_2 \) se décomposent.$$ 2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2 $$Masse atomique \( O \) : \( 16,00 g/mol \)Masse atomique \( H \) : \( 1,01 g/mol \)

Quelle est la première étape des calculs stœchiométriques ?

Équilibre l'équation suivante :$$CaBr_2 + KOH \rightarrow Ca(OH)_2 + KBr$$

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