En tant que chimistes, si nous examinons attentivement une transformation chimique, nous nous demandons : Est-ce que chaque réactif se transforme en produit ? Parfois, oui, cela se produit, mais parfois ce n'est pas le cas et parfois tous les réactifs n'ont même pas changé d'une quelconque manière. La façon…
Explore notre appli et découvre plus de 50 millions de contenus d'apprentissage gratuitement.
Lerne mit deinen Freunden und bleibe auf dem richtigen Kurs mit deinen persönlichen Lernstatistiken
Jetzt kostenlos anmeldenEn tant que chimistes, si nous examinons attentivement une transformation chimique, nous nous demandons : Est-ce que chaque réactif se transforme en produit ? Parfois, oui, cela se produit, mais parfois ce n'est pas le cas et parfois tous les réactifs n'ont même pas changé d'une quelconque manière. La façon dont nous pouvons analyser ce phénomène est un concept appelé taux d'avancement. Le taux d'avancement nous permet d'explorer la quantité d'un produit qui devrait être produite et la quantité de produit réellement produite, et c'est ce que nous allons explorer dans ce résumé de cours.
Nous pouvons avoir une idée de la quantité de produit (ou taux) que nous obtiendrons d'une réaction en utilisant la masse moléculaire des échantillons impliqués.
Prenons l'exemple de la réaction entre l'éthène et l'eau pour produire de l'éthanol. Observe les masses moléculaires de l'éthène, de l'eau et de l'éthanol indiquées ci-dessous.
Fig. 1- Taux d'avancement en pourcentage
Une transformation chimique est un processus au cours duquel certaines substances disparaissent et de nouvelles substances sont formées.
Une transformation chimique peut être décrite par une simple équation à mots :
Tu peux voir dans l'équation équilibrée de l'image ci-dessus qu'une mole d'éthène réagit avec l'eau pour produire une mole d'éthanol. Nous pouvons deviner que si nous faisons réagir \( 28 \ g \) d'éthène avec de l'eau, nous obtiendrons \( 46 \ g \) d'éthanol. Mais cette masse n'est que théorique. Dans la pratique, la quantité réelle de produit que nous obtenons est inférieure à celle que nous prédisons en raison de l'inefficacité du processus de réaction.
Si tu devais réaliser une expérience avec exactement \( 1 \ mole \) d'éthylène et un excès d'eau, la quantité de produit, l'éthanol, serait inférieure à \( 1 \ mole \) . Nous pouvons déterminer l'efficacité d'une réaction en comparant la quantité de produit obtenue lors d'une expérience à la quantité théorique de l'équation équilibrée. C'est ce que nous appelons le taux de transformation chimique.
Le taux de transformation chimique ou d'avancement mesure l'efficacité d'une réaction chimique. Il nous indique la quantité de nos réactifs (en pourcentage) qui s'est transformée avec succès en un produit.
Le processus de réaction est inefficace pour un certain nombre de facteurs, dont certaines sont énumérées ci-dessous.
Nous calculons le taux d'avancement à l'aide de la formule :
$$ Taux \ d'avancement= \frac{taux \ d'avancement \ réel}{taux \ d'avancement \ théorique} \times 100 $$
Le taux d'avancement réel est la quantité de produit que tu obtiens pratiquement d'une expérience. Il est rare d'obtenir un taux d'avancement de \( 100 \ \% \) dans une réaction en raison de l'inefficacité du processus de réaction.
Le taux d'avancement théorique (ou taux d'avancement prédit) est la quantité maximale de produit que tu peux obtenir d'une réaction. C'est le taux d'avancement que tu obtiendras si tous les réactifs de ton expérience se transformaient en produit.
Illustrons cela par un exemple.
Dans la réaction suivante, \( 34 \ g \) de méthane réagissent avec un excès d'oxygène pour produire \( 73 \ g \) de dioxyde de carbone. Trouve le pourcentage de rendement.
$$ CH_4+2O_2 \rightarrow CO_2 +2H_2O $$
\( 1 mole \) de méthane \( CH_4 \) produit 1 mole de dioxyde de carbone \( CO_2 \)
\( CH_4 = 16g/mol \)
\( 34 \ g \) de méthane \( = 34 ÷ 16 = 2,125 \ mol \) depuis = \( n= \frac{m}{M} \)
D'après l'équation, pour chaque mole de \( CH_4 \) , on obtient une mole de \( CO_2 \) , donc théoriquement, on devrait aussi produire \( 2,125 \ mol \) de dioxyde de carbone.
La masse moléculaire de \( CO_2 \) est de \( 44 g/mol \) :
M(C) = \( 12 g/mol \)
M(O) = \( 16 g/mol \)
Donc M( \( CO_2 \) ) \( = 12 + 2 \times 16 = 44 g/mol \) .
Rappelle-toi : \( n= \frac{m}{M} \Leftrightarrow m= n \times M \)
En multipliant la masse moléculaire avec la quantité de substance, nous pouvons obtenir le taux d'avancement théorique.
\( 44 \ g \times 2,125 = 93,5 \ g \)
Le taux d'avancement théorique (maximal) est donc de \( 93,5 \ g \) de dioxyde de carbone.
Taux d'avancement réel \( = 73 \ g \)
Taux d'avancement théorique \( = 93,5 \ g \)
Taux d'avancement en pourcentage \( = (73 ÷ 93,5) \times 100 = 78,075 \% \)
Cela signifie que le taux d'avancement en pourcentage est de \( 78{,}075 \% \) .
On appelle transformation totale si au moins un des réactifs a été totalement ou entièrement consommé à la fin de la réaction.
La transformation est non totale si tous les réactifs de départ sont présents à la fin de la réaction.
Parfois, nous n'avons pas assez d'un réactif pour former la quantité de produit dont nous avons besoin.
Imagine que tu prépares neuf gâteaux pour une fête, mais que onze invités se présentent. Tu aurais dû faire plus de gâteaux ! Les gâteaux sont maintenant un facteur limitant.
Fig. 2- Réactif limitant.
De la même manière, si tu n'as pas assez d'un certain réactif pour une réaction chimique, la réaction s'arrêtera lorsque le réactif sera épuisé. On appelle ce réactif un réactif limitant.
Un réactif limitant est un réactif qui est entièrement utilisé dans une réaction chimique. Une fois que le réactif limitant est épuisé, la réaction s'arrête.
Un ou plusieurs des réactifs peuvent être en excès. Ils ne sont pas tous utilisés dans une réaction chimique. On les appelle réactifs en excès.
Pour déterminer lequel des réactifs d'une réaction chimique est le réactif limitant, tu dois commencer par l'équation équilibrée de la réaction, puis déterminer la relation entre les réactifs en moles ou par leur masse.
Prenons un exemple pour trouver le réactif limitant dans une réaction chimique.
$$ C_2H_4+ Cl_2 \rightarrow C_2H_4Cl_2 $$
L'équation équilibrée montre que \( 1 mole \) d'éthène réagit avec \( 1 mole \) de chlore pour produire \( 1 mole \) de dichloroéthane. L'éthène et le chlore sont tous utilisés lorsque la réaction s'arrête.
| \( C_2H_4+ \ Cl_2 \ \rightarrow \ C_2H_4Cl_2 \) | |||
| \( Début \) | \( 1 \ mole \) | \( 1 \ mole \) | |
| \( Fin \) | \( 0 \ mole \) | \( 0 \ mole \) | \( 1 \ mole \) |
Que se passe-t-il si nous utilisons \( 1,5 mole \) de chlore ? Quelle quantité de réactifs reste-t-il ?
| \( C_2H_4 \ + \ Cl_2 \ \rightarrow \ C_2H_4Cl_2 \) | |||
| \( Début \) | \( 1 \ mole \) | \( 1.5 \ moles \) | |
| \( Fin \) | \( 0 \ mole \) | \( 0.5 \ moles \) | \( 1 \ moles \) |
\( 1 \ mole \) d'éthène et \( 1 \ mole \) de chlore réagissent pour donner \( 1 \ mole \) de dichloroéthane. Il reste \( 0,5 \) Mole de chlore. L'éthène est le réactif limitant dans ce cas, car il est entièrement utilisé à la fin de la réaction.
Tu peux également utiliser l'astuce consistant à diviser le nombre de moles de chaque réactif par son coefficient stœchiométrique pour déterminer quel réactif est limitant. Le réactif dont le rapport molaire est le plus petit est limitant.
Dans l'exemple ci-dessus :
\( C_2H_4+ Cl_2 \rightarrow C_2H_4Cl_2 \)
Coefficient stœchiométrique de \( C_2H_4 \) = 1
Nombre de moles \( = 1 \)
\( 1 ÷ 1 = 1 \)
Coefficient stœchiométrique de \( Cl_2 \) \( = 1 \)
Nombre de moles \( = 1,5 \)
\( 1.5 ÷ 1 = 1.5 \)
\( 1 < 1,5 \) est donc, \( C_2H_4 \) le réactif limitant.
La réaction chimique qui a lieu lors de la formation de l'Ester est appelée estérification.
L'estérification est le processus consistant à combiner un Acide organique \( (RCOOH) \) avec un alcool \( (ROH) \) pour former un Ester \( (RCOOR) \) et de l'eau ; ou une réaction chimique entraînant la formation d'au moins un produit ester. L'ester est obtenu par une réaction d'estérification d'un alcool et d'un Acide carboxylique.
$$ RCOOH+ROH \rightarrow RCOOR+H_2O $$
Si tu as utilisé exactement \( 0.50 g \) d'Acide salicylique, quel était le rendement théorique de l'ester synthétisé "salicylate de méthyle" ?
La masse de l'acide salicylique est de \( 0,50 g \) .
La réaction de l'acide salicylique avec le méthanol qui donne du salicylate de méthyle (ester) est donnée ci-dessous.
$$ C_7H_6O_3+CH_3OH \rightarrow C_8H_8O_3 +H_2O $$
La masse molaire de l'acide salicylique et du salicylate de méthyle est respectivement de \( 138,121 \frac{g}{mol} \) et \( 152,149 \frac{g}{mol} \) .
La formule permettant de calculer le nombre de moles est présentée ci-dessous.
\( nombre \ de \ moles= \frac{masse}{masse \ molaire} \)
Substituer la masse et la masse molaire de l'acide salicylique dans la formule au-dessus.
\( Nombre \ de \ moles = \frac{0.5 \ g}{138.121 \frac{g}{mol}} = 0.0036 \ mol \)
D'après la réaction de l'acide salicylique, il est clair qu'une Mole d'acide salicylique donne une mole de salicylate de méthyle.
Ainsi, \( 0,0036 \ mole \) d'acide salicylique donnerait \( 0,0036 \ mole \) de salicylate de méthyle.
Substituer le nombre de moles et la masse molaire du salicylate de méthyle dans la formule.
\( 0.0036 \ mol= \frac{masse}{152.149 \frac{g}{mol}} \)
\( Masse= 0.0036 \ mol \times 152.149 \frac{g}{mol} =0.55 \ g \)
Par conséquent, le taux d'avancement théorique du salicylate de méthyle est de \( 0.55 \ g \) .
| \( C_{7}H_{6}O_{3} + \ CH_{3}OH \ \leftrightarrow \ C_{8}H_{8}O_{3} + \ H_{2}O \) | ||||
| \( t=0 \) | \( 1 \ mole \) | \( 1 \ mole \) | \( 0 \ mole \) | \( 0 \ mole \) |
| \( t=t_{f} \) | \( 0.33 \ moles \) | \( 0.33 \ moles \) | \( 0.67 \ moles \) | \( 0.67 \ moles \) |
Le taux d'avancement réel est de \( 0.67 \% \) .
Lorsque nous réalisons une expérience, nous utilisons différents appareils pour mesurer les quantités. Par exemple, une balance ou une éprouvette graduée. Ces appareils ne sont pas tout à fait précis et présentent un pourcentage d'erreur. Lorsque nous réalisons des expériences, nous devons être capables de calculer le pourcentage d'erreur. Comment faire ?
\( \frac{0.10}{5} \times 100 = 2 \% \)
L'erreur est donc de \( 2 \% \) .
Maintenant que nous savons comment calculer l'erreur en pourcentage, voyons comment la réduire.
Nous calculons le taux d'avancement à l'aide de la formule :
taux d'avancement réel / taux d'avancement théorique *100
Un taux d'avancement à l'équilibre signifie que la réaction tend vers un état d'équilibre (réaction non totale) donc :
Taux d'avancement = Xf /Xmax
Xf : l'avancement de la réaction à l'état d'équilibre.
Xmax : l'avancement théorique (total) de la réaction.
Le tableau d'avancement donne des informations sur l'évolution de quantité de matières d'une réaction chimique à l'état initial, état intermédiaire, et l'état final.
En utilisant le tableau d'avancement, on peut calculer le taux d'avancement et déterminer le réactif limitant.
Fiches dans Taux d'avancement15
Commence à apprendreUn étudiant a réalisé une expérience pour obtenir du cyclohexène. Dans la réaction, \( 14,4 g \) de cyclohexanol (Mr = 100) ont été ajoutés à un excès d'acide phosphorique concentré. La réaction a produit \( 4,15 cm^{3} \) de cyclohexène (Mr = 82).
La densité du cyclohexène est de \( 0,810 \frac{g}{cm^{3}} \) .
Trouve le taux d'avancement en pourcentage du cyclohexène produit dans cette expérience.
\( \frac{taux \ d'avancement \ réel}{taux \ d'avancement \ théorique} \times 100 \)
\( cyclohexanol + acide \ phosphorique \rightarrow cyclohexène \)
Trouve le nombre de moles de cyclohexanol utilisées dans l'expérience.
\( n= \frac{m}{M} = \frac{14.4}{100} = 0.144 \ mol \) cyclohexanol.
Trouve la masse de \( 4,15 cm^{3} \) de cyclohexène obtenue
On nous dit que sa densité est de 0,810 \( \frac{g}{cm^{3}} \)
\( 4.15 \times 0.81= 3.36 \ g \) cyclohexène obtenu.
Trouve le nombre réel de moles de cyclohexène obtenu.
\( 3.36 \div 82 =0.041 \ mol \ cyclohexène \)
La masse molaire du cyclohexène est \(82 \frac{g}{mol} \)
D'après l'équation
\( 1 mole \) de cyclohexène réagit avec un excès d'acide phosphorique pour produire \( 1 mole \) de cyclohexène.
Cependant, l'étudiant a utilisé 0,144 moles de cyclohexanol dans l'expérience, donc le taux d'avancement théorique du cyclohexène doit être égal à 0,144 moles.
Taux d'avancement réel = 0,041
Taux d'avancement théorique = 0,144
\( \frac{0.041}{0.144} \times 100= 28 \% \ taux \ d'avancement \ en \ pourcentage \) .
Sélection des facteurs qui influent sur le rendement en pourcentage ?
Les réactions secondaires donnent naissance à des produits non désirés
Quel est le taux d'avancement en pourcentage ?
Le taux d'avancement en pourcentage mesure l'efficacité d'une réaction chimique. Il nous indique la proportion de nos réactifs (en pourcentage) qui s'est transformée avec succès en un produit.
Quelle est la formule du taux d'avancement en pourcentage ?
\( \frac{taux \ d'avancement \ réel}{taux \ d'avancement \ théorique} \times 100 \)
Qu'est-ce que le taux d'avancement théorique ?
Le taux d'avancement théorique ( taux d'avancement prédit) est la quantité maximale de produit que tu peux obtenir d'une réaction.
Qu'est-ce que le taux d'avancement réel ?
Le taux d'avancement réel est la quantité de produit que tu obtiens pratiquement d'une expérience. Il est rare d'obtenir un rendement de \( 100 \% \) dans une réaction en raison de l'inefficacité du processus de réaction.
Tu as déjà un compte ? Connecte-toi
60%
des utilisateurs ne réussissent pas le test de Taux d'avancement ! Réussirez-vous le test ?
lancer le quizHow would you like to learn this content?
How would you like to learn this content?
Free physique-chimie cheat sheet!
Everything you need to know on . A perfect summary so you can easily remember everything.
La première appli d'apprentissage qui a réunit vraiment tout ce dont tu as besoin pour réussir tes examens.
Inscris-toi gratuitement et commence à réviser !
Sauvegarde des cours dans ton espace personnalisé pour y accéder à tout moment, n'importe où !
S'inscrire avec un e-mail S'inscrire avec AppleEn t'inscrivant, tu acceptes les Conditions générales et la Politique de confidentialité de StudySmarter.
As-tu déjà un compte ? Se connecter
Cours 
Magazine 
