La stœchiométrie

Définitions :

La mole (mol)

Unité de quantité de matière. Une mole contient exactement 6,022 × 10²³ entités (atomes, molécules, ions...), appelé nombre d'Avogadro : N_A = 6,022 × 10²³ mol⁻¹.

C'est l'unité "pont" entre le monde microscopique (atomes) et le monde macroscopique (grammes que l’on pèse en labo).

La masse molaire (M)

Masse d'une mole d'une espèce chimique, en g·mol⁻¹.

• Pour un atome : c'est (presque) le nombre de masse du tableau périodique.
• Pour une molécule : somme des masses molaires atomiques de ses éléments.

Le réactif limitant

Le réactif entièrement consommé en premier : il arrête la réaction et impose la quantité maximale de produits formés.

L'avancement (x)

Grandeur (en mol) qui mesure la progression de la réaction. Initialement x = 0 ; la réaction s'arrête quand x atteint son maximum x_max, fixé par le réactif limitant.

Le rendement (R)

Rapport entre ce qu'on obtient réellement et ce qu'on pourrait obtenir au maximum (rendement théorique) :

Formules essentielles :

Exploiter une équation de réaction

Les coefficients stœchiométriques donnent les proportions en moles :

Méthode en 4 étapes (réaction en solution ou solide)

1.  
2. Équilibrer l'équation chimique.
3. Convertir les données en moles (n = m/M, n = C·V...).
4. Comparer les rapports n/coefficient → identifier le réactif limitant.
5. Calculer les produits et l'excès avec un tableau d'avancement.

Tableau d'avancement

Le réactif limitant est celui qui s'annule en premier : n₀ − coeff·x_max = 0 → x_max = n₀ / coefficient (le plus petit résultat).

Exemples concrets :

Exemple 1 — Calculer une masse molaire

Masse molaire de l'eau H₂O :

• M(H) = 1,0 g·mol⁻¹ ×2 et M(O) = 16,0 g·mol⁻¹ ×1
• M(H₂O) = 2×1,0 + 16,0 = 18,0 g·mol⁻¹

Celle du glucose C₆H₁₂O₆ : 6×12,0 + 12×1,0 + 6×16,0 = 180,0 g·mol⁻¹.

Exemple 2 — De la masse aux moles

Combien de moles dans 9,0 g d'eau ?
n = m/M = 9,0 / 18,0 = 0,50 mol — soit 0,50 × 6,022×10²³ ≈ 3,0 × 10²³ molécules.

Exemple 3 — Réactif limitant et produits

On fait brûler 4,0 g de méthane CH₄ (M = 16 g·mol⁻¹) avec 32 g de dioxygène O₂ (M = 32 g·mol⁻¹) :

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

• n(CH₄) = 4,0/16 = 0,25 mol ; n(O₂) = 32/32 = 1,0 mol
• Rapports : n(CH₄)/1 = 0,25 ; n(O₂)/2 = 0,50 → CH₄ est limitant, x_max = 0,25 mol
• Produits : n(CO₂) = 0,25 mol (×44 g·mol⁻¹ = 11 g de CO₂) ; n(H₂O) = 0,50 mol
• Reste d'O₂ : 1,0 − 2×0,25 = 0,50 mol en excès

Exemple 4 — Rendement d'une synthèse

Synthèse de l'aspirine : on espère 0,10 mol théoriques, on isole 13,0 g d'aspirine (M = 180 g·mol⁻¹).

• n obtenue = 13,0/180 = 0,072 mol
• R = 0,072/0,10 = 72 %

Cas particuliers & pièges :

1. Ne jamais convertir les coefficients en grammes. Les proportions stœchiométriques sont en moles uniquement. 2 O₂ signifie 2 moles de O₂, pas 2 grammes.
2. Dilution / concentration : le facteur de dilution est C_mère/C_fille = V_fille/V_mère. Ajouter de l'eau ne change pas n, seulement C et V.
3. Masse molaire des gaz : utilise le volume molaire (n = V/V_m) uniquement pour les gaz, et vérifie la température (22,4 L·mol⁻¹ aux conditions normales, sinon utiliser PV = nRT).
4. Rendement > 100 % ? Impossible. Si vous trouvez cela, le produit est impur (restes de solvant, séchage insuffisant) ou le calcul du théorique est faux.
5. Hydrates : CuSO₄·5H₂O a une masse molaire incluant 5 × 18 g d'eau ! M = 160 + 90 = 250 g·mol⁻¹. Ne pas oublier les molécules d'eau de cristallisation.
6. Équilibrer avant tout calcul : une équation non équilibrée fausse tout ce qui suit.
7. Le réactif en excès n'apparaît pas dans le calcul du rendement théorique : on calcule toujours à partir du réactif limitant.
8. L'eau de solution aqueuse : quand un solide se dissout, sa masse ne se "perd" pas, mais sa masse molaire sert à calculer n, pas le volume de la solution.
9. Attention aux unités : mL → L, g → kg, %massique → fraction. La cohérence des unités est la première source d'erreur.
10. Rendement réel < 100 % à cause de : réactions secondaires, pertes lors de la filtration/extraction, réaction incomplète (équilibre), transferts imprécis.

Résumé :

• n = m/M (masse), n = C·V (solution), N = n·N_A (entités), n = V/V_m (gaz)
• M(molécule) = Σ M(atomes), en g·mol⁻¹
• Les coefficients stœchiométriques = proportions en moles : n_A/a = n_B/b = n_C/c
• Réactif limitant = plus petit n₀/coefficient → il fixe x_max et donc le rendement théorique
• R = n obtenue / n théorique × 100 % — toujours ≤ 100 %, calculé à partir du réactif limitant
• Méthode : équilibre → moles → limitant → produits → rendement