Mélange stoechiométrique

Mélange stoechiométrique et réaction chimique

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.

Qu'est-ce qu'un mélange stœchiométrique ?

Coefficients stœchiométriques

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

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

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.

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

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 \( Fe \) .

$2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3$

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.

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 \( FeCl_3 \) :

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

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

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

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

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 :

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

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

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

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

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

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 :

Fig.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 :