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 la 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 impliquées dans la réaction chimique.
  • La masse en grammes de chacune des substances impliquées dans la réaction chimique.

Exemple de tableau utilisé pour la résolution de calculs stoechiométriques

 

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. Surligner ou encercler dans le tableau les données que l’on doit trouver.

5. Résoudre le problème.
(Verticalement) On utilise l’équation : masse molaire = masse / nb. moles
(Horizontalement) On fait un produit croisé utilisant les lignes 1 et 2 du tableau

 

 

Combien de grammes de diazote (N2) peut-on produire en décomposant 15 grammes d’ammoniaque (NH3) ?  Du dihydrogène (H2) est aussi produit lors de la réaction.

1. Équilibrer l'équation.

NH3 → N2 + H2

1 atome d'azote au réactif et 2 dans les produits; on doit mettre un 2 devant le NH3.

2 NH3 → N2 + H2

6 atomes d'hydrogène au réactif et 2 dans les produits; on doit mettre un 3 devant H2.

2 NH3 → N2 + 3 H2

L'équation équilibrée est:

2NH3 → N2 + 3H2
 
2. Écrire l’équation de la réaction chimique dans le tableau.

 
3. Inclure dans le tableau les informations fournies dans le problème dans les cases appropriées.

La seule information donnée dans le problème est que nous possédions au départ 15 grammes de NH3.

 
4. Calculer les masses molaires de chaque substance se retrouvant 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.
 
NH3 :  14 g/mol + (3 x 1 g/mol) = 17 g/mol
N2 :     2 x 14g/mol = 28 g/mol
H2 :     2 x 1g/mol = 2 g/mol

 

5. Surligner ou encercler dans le tableau les données qu’on nous demande de trouver.

 

6. Résoudre le problème.
 
Afin d’arriver à trouver la masse de N2 produite, nous n’avons d’autre choix que d’utiliser la masse de NH3 dans la première colonne. Il est cependant impossible de calculer la masse de N2 directement. 

Pour résoudre ce type de problème, on doit toujours faire le rapport stœchiométrique entre les coefficients de l’équation (en rouge dans le tableau) et le nombre réelles de moles impliquées dans la réaction.  Par conséquent, nous devons calculer dans un premier temps le nombre de moles de NH3 impliquées dans la réaction.

|Masse\; molaire=\frac{masse}{nombre\; de\; moles}|

|17g/mol=\frac{15g}{nombre\; de\; moles}|
 
|Nombre\;de\;moles=0,88mol|

Une façon rapide de faire le calcul est le suivant : ligne 4 / ligne 3 = ligne 2. Il s’agit en fait d’un truc pour faciliter ce type de calcul.
 

 
Connaissant maintenant le nombre de moles de NH3 impliquées, il est maintenant possible de savoir combien de moles de N2 sont impliquées. 

On fera donc un produit croisé entre les quatre cases colorées en bleu pour trouver le nombre de moles de N2 impliquées.
 

Nous obtenons donc 0,44 mole de N2. En effet, comme on peut le voir dans l’équation chimique équilibrée, il y a deux fois moins de N­2 produit que l’on avait de NH3 au départ.
 
Enfin, il sera possible de déterminer la masse de N2 en utilisant sa masse molaire et le nombre de moles impliquées.

|Masse\; molaire=\frac{masse}{nombre\; de\; moles}|

|28g/mol=\frac{masse}{0,44mol}|

|masse=12,4g|

La masse de N2 produite est donc de 12,4 g.

Les exercices

Les références
 

  • MELS
  • Rogers
  • Réunir Réussir
  • Fondation Réussite Jeunesse