Comment faire de la stoechiométrie

Dans une réaction chimique, selon la loi de conservation de la masse, aucune matière ne se perd, aucune ne se crée, toutes se transforment. Les atomes présents dans les réactifs se retrouvent tous, combinés différemment dans les produits de la réaction. Le nombre d’atomes d’un élément présent au départ de la réaction se retrouve à l’identique dans les produits de la réaction. La stœchiométrie est l’étude des proportions nécessaires des éléments pour qu’une réaction se produise ^{[1]
X
Source de recherche}. Elle débouche sur l’équilibrage des réactions chimiques, lequel nécessite de prendre en compte les masses mises en jeu avec les réactifs et les produits. La stœchiométrie implique le recours à la chimie, mais aussi aux mathématiques, le tout dans un contexte immuable qui veut qu’il n’y ait, dans une réaction chimique, aucun gain de masse ni de perte. Pendant une expérience de chimie, après avoir établi l’équation bilan de la réaction, il faut équilibrer cette dernière.

Partie 1

Partie 1 sur 4:
Équilibrer une équation bilan

1
Faites le décompte des atomes de chaque côté de l’équation. Une équation bilan, retranscription d’une expérience, permet de bien identifier les atomes de chaque élément mis en jeu au départ. Lors d’une réaction chimique, les éléments se transforment, se combinent, mais aucun nouvel élément n’apparait ni ne disparait : une équation bilan doit toujours être équilibrée.
- L’équilibre d’une équation chimique s’obtient en inscrivant des coefficients devant les éléments ou les composés.
- Prenons comme exemple l’équation bilan brute suivante : $H_{2}SO_{4}+Fe\rightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+H_{2}$ .
- À gauche (réactifs), on compte 2 atomes d’hydrogène ( $H_{2}$ ), 1 atome de soufre, 4 atomes d’oxygène ( $O_{4}$ ) et 1 atome de fer ( $Fe$ ).
- À droite (produits), on compte 2 atomes d’hydrogène ( $H_{2}$ ), 3 atomes de soufre ( $S_{3}$ ), 12 atomes d’oxygène ( $O_{4\times 3}$ ) et 2 atomes de fer ( $Fe_{2}$ ).
2
Commencez l’équilibrage de l’équation. Avec notre exemple, nous laisserons de côté pour l’instant l’oxygène et l’hydrogène. La première étape consiste à mettre des coefficients devant certains éléments pour les équilibrer. Trouvez le plus petit dénominateur commun pour chacun des éléments autres que l’oxygène et l’hydrogène, le but étant d’avoir autant d’atomes de chacun de ces éléments à droite et à gauche de l’équation.
- Pour le fer, le plus petit dénominateur commun de 2 et 1 est 2. À gauche, inscrivez un 2 devant le symbole $Fe$ de gauche : vous avez deux atomes de fer de chaque côté.
- Pour le soufre, le plus petit dénominateur commun de 3 et 1 est 3. À gauche, inscrivez un 3 devant $H_{2}SO_{4}$ : vous avez trois atomes de soufre de chaque côté.
- À ce stade, l’équation se présente ainsi :
  $3H_{2}SO_{4}+2Fe\rightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+H_{2}$ .
3
Poursuivez l’équilibrage de l’équation. Les atomes d’hydrogène et d’oxygène ne sont plus équilibrés, il faut donc y remédier. Ces deux éléments s’équilibrent souvent en dernier, car ils sont très fréquents dans les réactions chimiques. Pour équilibrer une réaction, comptez les nombres d’atomes de ces deux éléments de chaque côté.
- Nous avons mis 3 devant $H_{2}SO_{4}$ , si bien que nous nous retrouvons avec 6 atomes d’hydrogène à gauche et seulement 2 à droite. De même, il y a 12 atomes d’oxygène à gauche et 12 à droite : en ce cas, ces atomes sont équilibrés.
- À droite, pour équilibrer les atomes d’hydrogène, nous devons mettre un 3 devant $H_{2}$ .
- L’équation est désormais équilibrée :
  $3H_{2}SO_{4}+2Fe\rightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}$ .
4
Faites une vérification. Après un équilibrage, vérifiez toujours qu’il y a autant d’atomes de chaque élément de chaque côté de l’équation. Pour ce faire, prenez chaque élément de la partie gauche, comptez son nombre d’atomes et voyez s’il y a le même nombre à droite. N’oubliez aucun élément.
- Voyons si l’équation $3H_{2}SO_{4}+2Fe\rightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}$ est bien équilibrée.
- Du côté gauche, nous avons donc 6 atomes d’hydrogène, 3 de soufre, 12 d’oxygène et 2 de fer.
- Du côté droit, nous avons donc 2 atomes de fer, 3 de soufre, 12 d’oxygène et 6 d’hydrogène.
- Il y a autant d’atomes de chaque élément de chaque côté : c’est parfait, l’équation est équilibrée.
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Partie 2

Partie 2 sur 4:
Convertir une masse en moles

1
Calculez la masse molaire du composé. La masse molaire d’une espèce chimique (atomique, moléculaire ou ionique) correspond à la masse, en grammes, que possède une mole de cette espèce chimique ^{[2]
X
Source de recherche}. Cette masse molaire permet de passer facilement, pour une substance donnée, de sa masse à son nombre de moles ^{[3]
X
Source de recherche}. Pour calculer une masse molaire, vous devez savoir combien il y a de molécules d’un élément dans un composé, ainsi que la masse atomique de chacun des éléments du composé.
- Déterminez le nombre d’atomes de chacun des éléments du composé. Prenons l’exemple du glucose dont la formule est $C_{6}H_{12}O_{6}$ : nous avons donc 6 atomes de carbone, 12 d’hydrogène et 6 d’oxygène.
- Récupérez la masse atomique de chaque atome de votre composé. Elle s’exprime en grammes par mole (g/mol) et vous la trouverez sur le tableau périodique des éléments. Ainsi, les masses atomiques des éléments du glucose sont : pour le carbone, 12,0107 g/mol, pour l’hydrogène, 1,007 g/mol et pour l’oxygène, 15,9994 g/mol.
- Pour chaque élément présent dans le composé, multipliez son nombre d’atomes par la masse atomique. Ainsi, pour le carbone, on a 12,0107 x 6 = 72,0642 g/mol, pour l’hydrogène, 1,007 x 12 = 12,084 g/mol et pour l’oxygène, 15,9994 x 6 = 95,9964 g/mol.
- Si vous additionnez toutes ces masses molaires, vous obtenez celle du composé : 72,0642 + 12,084 + 95,9964 = 180,1446 g/mol. La masse d’une mole de glucose est de 180,14 g.
2
Sachez convertir la masse d’une substance en moles. La masse molaire sert alors de facteur de conversion, c’est le rapport entre la masse et le nombre de moles. Pour obtenir ce dernier, divisez la masse (en g) étudiée par sa masse molaire (en g/mol ^{[4]
X
Source de recherche}^{[5]
X
Source de recherche}). Vérifiez que les unités de masse et de masse molaire s’annulent bien pour ne laisser en place que des moles.
- Exercice : combien y a-t-il de moles dans 8,2 g d’acide chlorhydrique (de formule $HCl$ ) ?
- La masse atomique de l’hydrogène est 1,007g/mol, celle du chlore ( $Cl$ ), de 35,453 g/mol, ce qui fait que la masse molaire de l’acide chlorhydrique est de : 1,007 + 35,453 = 36,46 g/mol.
- En divisant la masse de votre échantillon par la masse molaire, vous obtenez : 8,2 g / (36,46 g/mol) = 0,225 mole de $HCl$ .
3
Déterminez le rapport molaire entre réactifs. Pour déterminer, dans une réaction donnée, le rendement d’une réaction, utilisez le rapport molaire qui est une proportion entre deux réactifs d’une réaction permettant d’avoir la réaction idéale et le maximum de produits. Il se calcule à partir des nombres d’atomes de l’équation bilan, équilibrée bien sûr ^{[6]
X
Source de recherche}.
- Prenons comme exemple la détermination du rapport molaire de $KClO_{3}$ (chlorate de potassium) par rapport à $O_{2}$ (oxygène) dans la réaction suivante : $2KClO_{3}\rightarrow 2KCl+3O_{2}$ .
- Vous devez d’abord vérifier que l’équation est équilibrée. Si vous faites un calcul de rapport molaire alors que l’équation est brute, vous tomberez fatalement sur un résultat faux. Ici, l’équation est équilibrée, car il y a autant d’atomes de chaque élément de part et d’autre de l’équation.
- Lors de cette réaction, le rapport molaire de $KClO_{3}$ à $O_{2}$ est de 2/3. Ce rapport molaire peut être inversé ( $O_{2}$ à $KClO_{3}$ ) à la condition de toujours respecter ce sens lors des calculs qui suivent ^{[7]
  X
  Source de recherche}.
4
Servez-vous du produit en croix. Pour trouver le nombre de moles de l’autre réactif, vous devez utiliser le rapport molaire et faire un produit en croix (en fait, une règle de trois). Afin de calculer le nombre de moles d’une substance donnée de la réaction (réactif ou produit), vous devez en passer par le rapport molaire ^{[8]
X
Source de recherche}. Dans les exercices, il est souvent demandé de déterminer le nombre de moles d’une substance donnée, qu’elle soit un réactif ou un produit de la réaction. Diverses masses sont alors spécifiées.
- Prenons comme exemple la réaction suivante : $N_{2}+3H_{2}\rightarrow 2NH_{3}$ . Question : combien de moles de $NH_{3}$ (ammoniac) seront produites avec 3,00 g de $N_{2}$ (et la quantité suffisante d’hydrogène, bien sûr) ?
- Pour cette réaction, nous laisserons de côté l’hydrogène, dont on affirmera qu’il y a une quantité suffisante pour que l’expérience réussisse.
- Convertissez d’abord la masse de diazote ( $N_{2}$ ) en moles. La masse atomique de l’élément azote ( $N$ ) est de 14,0067 g/mol, si bien que la masse molaire de $N_{2}$ est du double, soit 28.0134 g/mol. Divisez la masse de diazote par sa masse molaire : ${\frac {3,00\ g}{28.0134\ g/mol}}=0,107\ mol$ .
- Posez le rapport déterminé par l’expérience : ${\frac {NH_{3}}{N_{2}}}={\frac {x}{0,107\ mol}}$ , $x$ est le nombre de moles de $NH_{3}$ .
- Le rapport molaire de $NH_{3}$ à $N_{2}$ est de 2 pour 1 (2 : 1 ou 2/1). Dans notre cas, vous avez à poser l’égalité suivante : ${\frac {2}{1}}={\frac {x}{0,107}}$ . Pour trouver, faites le produit en croix : $1x=2\times 0,107$ , soit $x=0,214$ , c’est le nombre de moles recherché.
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Convertissez les moles en masse. Pour cette opération, vous devez tout logiquement utiliser la masse molaire de la substance en question, mais cette fois, vous devez multiplier en sens inverse pour passer des moles à la masse. Ne vous trompez surtout pas de masse molaire.
- La masse molaire de $NH_{3}$ est 17,028 g/mol. La quantité de $NH_{3}$ produite est donc de : 0,214 mol x 17,028 g/mol, soit 3,647 g.
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Partie 3

Partie 3 sur 4:
Convertir des volumes gazeux en moles

1
Déterminez les conditions de l’expérience. Voyez si celle-ci se déroule dans des conditions normales de température et de pression (CNTP). Ces conditions sont réunies si le volume molaire d’un gaz parfait est de 22,414 L/mol ^{[9]
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Source de recherche}. La température doit être de 273,15 K (abréviation du kelvin) et la pression, de 1 atmosphère (atm ^{[10]
X
Source de recherche}).
- En général, dans des exercices théoriques, l’expérience se déroule dans ces conditions idéales à 1 atm de pression et à la température de 273,15 K.
2
Utilisez ce facteur de conversion de 22,414 L/mol. Il va vous permettre de convertir des volumes gazeux en moles. Cependant, ce facteur ne peut être utilisé que si l’expérience est faite dans des conditions normales de température et de pression ^{[11]
X
Source de recherche}. Divisez donc le volume de votre gaz (en litres) par ce facteur de conversion et vous obtiendrez le nombre de moles.
- Dans l’exemple, convertissez 3,2 litres d’azote ( $N_{2}$ ) en moles : 3,2 L/22,414 L/mol = 0,143 mole.
3
Servez-vous de la loi des gaz parfaits. Si jamais l’expérience se déroulait dans des conditions autres que les normales, vous seriez alors obligé d’utiliser l’équation des gaz parfaits : PV = nRT pour trouver le nombre de moles (n) impliquées dans la réaction ^{[12]
X
Source de recherche}. Dans cette formule, P est la pression (en atmosphères), V, le volume en litres, n, le nombre de moles, R, la constante des gaz parfaits (0,0821 L.atm.mol^-1.K^-1) et T, la température en kelvins ^{[13]
X
Source de recherche}.
- La formule doit être arrangée pour isoler n, ce qui donne la formule suivante : n = RT/PV.
- Les unités de la constante ont été établies afin d’annuler les unités des autres variables de la réaction.
- Exercice : déterminez le nombre de moles contenues dans 2,4 litres d’oxygène ( $O_{2}$ ) à une température de 300 K sous une pression de 1,5 atm. Prenez la formule et faites l’application numérique, ce qui donne : $n=(0,0821\times 300)/(1,5\times 2,4)=24,63/3,6=6,842$ moles de $O_{2}$ .
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Partie 4

Partie 4 sur 4:
Convertir des volumes liquides en moles

1
Calculez la masse volumique du liquide. Parfois, dans une expérience, on utilise un réactif chimique (de l’eau, un acide en solution aqueuse…), mais pour les calculs, vous aurez besoin d’avoir la masse pour en déduire le nombre de moles mis en jeu. Pour passer d’un volume liquide à sa masse, il vous faut la masse volumique de ce liquide. Cette dernière est définie par le rapport de la masse au volume ^{[14]
X
Source de recherche}.
- Si la masse volumique ne vous était pas indiquée dans l’exercice, vous devriez la trouver sans problème dans votre manuel de chimie ou sur Internet.
2
Convertissez le volume en millilitres (mL). Pour convertir un volume de liquide en masse (par exemple, en g), vous devez connaitre la masse volumique de ce liquide. Une masse volumique peut être donnée en grammes par millilitre (g/mL) et en ce cas, le volume du liquide doit être converti en millilitres.
- Repérez le volume mis en jeu dans la réaction. Prenons un exercice dans lequel il est question d’un litre d’eau ( $H_{2}O$ ). Comme il y a 1 000 millilitres dans 1 litre, pour la conversion, multipliez votre volume par 1 000.
3
Multipliez ce volume par sa masse volumique. Quand vous multipliez un volume (en mL) d’une substance donnée par sa masse volumique (en g/mL), vous obtenez la masse du volume en question en grammes ^{[15]
X
Source de recherche}.
- La masse volumique de l’eau ( $H_{2}O$ ) est d’environ 1 g/mL. Si votre équation chimique stipule que vous avez 500 mL d’eau, alors vous en déduirez facilement que la masse de ce demi-litre d’eau est de 500 g (500 mL x 1 g/mL = 500 g).
4
Calculez la masse molaire du réactif. La masse molaire d’un composé chimique correspond à la masse, en grammes, que possède une mole de cette espèce chimique. La masse molaire permet de passer facilement pour une substance donnée, de sa masse à son nombre de moles. Pour calculer une masse molaire, vous devez savoir combien il y a de molécules d’un élément dans un composé, ainsi que la masse atomique de chacun des éléments du composé.
- Déterminez le nombre d’atomes de chacun des éléments du composé. Ainsi, le glucose a pour formule $C_{6}H_{12}O_{6}$ , avec 6 atomes de carbone, 12 atomes d’hydrogène et 6 atomes d’oxygène.
- Récupérez la masse atomique de chaque atome de votre composé. Les masses atomiques des éléments du glucose sont : pour le carbone, 12,0107 g/mol, pour l’hydrogène, 1,007 g/mol et pour l’oxygène, 15,9994 g/mol.
- Multipliez la masse atomique de chacun des éléments du composé par le nombre d’atomes présents dans le composé en question. Dans notre exemple, il y a 6 atomes de carbone, soit : 12,0107 x 6 = 72,0642 g/mol. Il y a 12 atomes d’hydrogène, soit : 1,007 x 12 = 12,084 g/mol. Il y a enfin 6 atomes d’oxygène, ce qui donne : 15,9994 x 6 = 95,9964 g/mol.
- Pour terminer, additionnez toutes ces masses molaires pour avoir celle du composé, soit : 72,0642 + 12,084 + 95,9964 = 180,1446 g/mol. La masse d’une mole de glucose est de 180,14 g.
5
Convertissez la masse de votre substance en moles. Cela se fait grâce à la masse molaire, laquelle fait alors office de facteur de conversion. Pour cela, il faut utiliser la masse molaire qui fait alors office de facteur de conversion, c’est le rapport entre la masse et le nombre de moles. Pour obtenir ce dernier, divisez la masse (en g) étudiée par sa masse molaire (en g/mol ^{[16]
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Source de recherche}^{[17]
X
Source de recherche}). Vérifiez que les unités de masse et de masse molaire s’annulent bien pour ne laisser en place que des moles.
- Exercice : combien y a-t-il de moles dans 8,2 grammes d’acide chlorhydrique (de formule $HCl$ ) ?
- La masse atomique de l’hydrogène est de 1,007 g/mol, celle du chlore ( $Cl$ ), de 35,453 g/mol, ce qui fait que la masse molaire du composé est de : 1,007 + 35,453 = 36,46 g/mol.
- Pour obtenir le nombre de moles, divisez la masse de votre acide chlorhydrique par la masse molaire : 8,2 g / (36,46 g/mol) = 0,225 mole de $HCl$ .
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