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Sommaire: Stoechiométrie

• Loi de conversation de la matière
• Équation chimique
  • Équation pondérée
  • Pondérer une équation chimique
• Réactions totales
  • Excès et défauts
  • Nombre de moles théorique
  • Rendement
  • Tableau d’avancement
    • Exemple 1
    • Exemple 2
  • Calculer le rendement chimique

Stoechiométrie

• La stoechiométrie est l’étude des proportions dans lesquelles les éléments sont impliqués dans une réaction chimique.
  Elle permet de calculer les quantités de produits théoriquement obtenues à partir d’une quantité de réactifs donné et, inversement, de déterminer la quantité de réactifs à utiliser pour synthétiser X produits.

  

Loi de conversation de la matière

• Dans les années 1770, Antoine Lavoisier étudie les réactions chimiques et constate que la masse totale des composés présents lors d’une réaction chimique ne varie pas au cours de la réaction. De là, naît la loi de la conservation de la matière, qui dit que “rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme.

  Il découvre que les réactifs se combinent entre eux selon des proportions bien définies afin de former des produits, eux aussi formés en proportions bien définies: il découvre ainsi l’aspect quantitatif de la chimie et est aujourd’hui considéré comme le père de la chimie moderne.

Équation chimique

• Pour indiquer les transformations observées lors d’une réaction chimique, on utilise des symboles et des formules:
  c’est ce qu’on appelle une équation chimique.
  Par exemple:

• À gauche de la flèche, on écrit les espèces chimiques qui réagissent entre elles, on dit que ce sont des réactifs.
  Exemple: le carbone (C) et l’oxygène (O) sont les réactifs dans la formation du dioxyde de carbone.

  À droite de la flèche, on écrit les espèces chimiques obtenues, on dit que ce sont des produits.
  Exemple: on obtient du dioxyde de carbone (CO₂)

  Équation chimique:
  Réactifs: À gauche, les "ingrédients" utilisés
  Produits: À droite, le résultat
  

• Les états dans lesquels se trouvent chaque réactifs et produits sont indiqués en indice:
  solide (s), liquide (l), gazeux (g) ou aqueux (aq) — s’il est dissout dans un liquide.

Équation pondérée

• Quand il y a autant d’atomes à gauche qu’à droite, on dit que l’équation est pondérée.
  Cette équation indique les proportions exactes dans lesquelles les réactifs se consomment et les produits se forment.

  Si le nombre d’atome des deux côtés n’est pas égal, alors la la loi de conservation de la matière n’est pas respectée: l’équation indique les composés impliqués mais pas leur véritable quantité: l’équation est non pondérée.

  Équation non pondérée:
  Ne traduit pas les proportions exactes de produits formés
  

  Exemple:
  Dans l’exemple ci-dessous, il y a plus d’atomes d’oxygène dans les produits (O₂) que dans les réactifs (O), ce qui n’est pas possible. On a donc une équation non pondérée

• Seule l’équation pondérée est informative et exploitable. Quand on a une équation non pondérée alors il faut la pondérer, c’est à dire ajouter des coefficients numériques devant les différentes espèces chimiques pour obtenir le même nombre d’atomes côté réactif et côté produit. Lorsque l’équation est bien pondérée, alors la loi de la conservation de la matière est bien toujours respectée.

  

Pondérer une équation chimique

1. Commencer par les atomes qui ne sont que dans une molécule. Ajouter des coefficients numériques côté produit pour que le nombre d’atomes à droite de la flèche soit égal au nombre d’atome à gauche.

   Exemple:

2. Si au final, il y a plus d’atomes à droite qu’à gauche, ajouter des fractions côté réactif.
   Enfin, multiplier l’ensemble par le dénominateur pour se débarasser des fractions.

   Exemple:

Réactions totales

• Si, dans une expérience, l’ensemble des réactifs introduits sont consommés (pour former des produits),
  alors on dit que la réaction est totale.

  Réaction totale:
  On épuise tous les réactifs
  

• Ce n’est possible que si on respecte les conditions stoechiométriques de la réaction,
  c’est à dire si on introduit les réactifs dans des proportions qui respectent les proportions de l’équation pondérée.

  Conditions stoechiométriques:
  Les réactifs respectent les proportions de l'équation pondérée
  

  

Excès et défauts

• Lorsque les réactifs ne sont pas introduits en proportions stoechiométriques,
  • l’un des réactif se trouve en excès par rapport à l’autre,
  • l’autre se trouve en défaut.
    On dit aussi qu’il est limitant puisqu’il limite la quantité de produit formée: il sera totalement consommé tandis qu’il restera une quantité non utilisée du composé en excès à la fin de la réaction chimique.

  

• Exemple:

  

Nombre de moles théorique

• Le nombre maximum de moles pouvant être produit est appelé nombre de moles théorique,
  et est noté n_th.

  Le nombre de moles effectivement obtenu est appelé nombre de moles expérimental,
  et est noté n_exp.

  Nombre de moles théorique (nth)
  
  Nombre de moles expérimental (nexp)
  

• En chimie expérimentale, le nombre de moles théorique est rarement atteint, d’une part parce que les réactions peuvent être soumises à un équilibre chimique (concept qu’on verra plus tard), et d’autre part parce que les conditions d’expérimentation sont rarement optimales — température, pression, quantités.

Rendement

• Le rendement chimique est le rapport entre le nombre de moles expérimental (n_exp) et le nombre de moles théorique (n_th).
  Il peut également être obtenu en travaillant avec les masses.
  On l’exprime généralement en pourcentages.

  Rendement chimique:
   
  

  Exemple:

  

Tableau d’avancement

Un tableau d’avancement est un tableau qui permet d’écrire le déroulement d’une réaction chimique en décrivant l’évolution des quantités des réactifs et de produits grâce aux indices stoechiométriques.

Exemple 1

On fait réagir ensemble 100g d’oxyde de fer III (Fe₂O₃) et 120g d’acide chlorhydrique (HCl)
pour former du chlorure de fer (FeCl₃) et de l’eau (H₂O).
Quelle quantité, en grammes, de chlorure de fer III va-t-on former si le rendement de la réaction est de 95%?

1. Établir et pondérer l’équation.

   

2. Transformer les données fournies en moles.

   

3. Écrire dans un tableau, sur la première ligne, les quantités de réactifs à l’état initial (n_i) — en moles.

   

4. Sur la ligne suivante, indiquer les quantités de matière au cours de la réaction (n_x) — c’est à dire la manière dont vont se consommer les réactifs et se former les produits.

   

5. Identifier le réactif limitant (déterminer X_max).

   

6. Calculer le nombre de moles à l’état final (n_f), en considérant que la réaction est à son avancement maximal (X_max entièrement consommé).

   

7. Pour un rendement de 95%, calculer 95% de X_max

   

8. Calculer le nombre de moles à l’état final à 95% de rendement (n_{f 95%}) — avec 95% de X_max

   

9. Puisque l’énoncé nous demande un résultat en grammes: convertir le résultat en grammes.

   

Exemple 2

Au laboratoire, l’oxygène peut être obtenu en petites quantités par décomposition thermique du chlorate de potassium.
L’équation (non pondérée) qui décrit cette réaction est: KClO₃ (s) → KCl (s) + O₂ (g).
Combien de grammes d’O2 peut-on produire en chauffant 10.0 g de KClO₃ ?

• Pondérer l’équation

  2(KClO3) → 2(KCl) + 3(O2)
  

• Calculer l’état initial

  Masse molaire KClO3:
    M(KClO3)
    = M(K) + M(Cl) + 3M(O)
    = 39.1 + 35.45 + 3⋅16
    = 122.55g/mol
  
  10g KClO3 en moles:  
    10g / 122.55g/mol = 0,08mol
  
  Tableau d'avancement:
    Éq | 2(KClO3) → 2(KCl) + 3(O2)
    ni | 0.08       0        0
  

• Calculer l’état final

  Quantité de O2 formée:
    3/2 ⋅ 0.08mol = 0.122mol
  
  Tableau d'avancement:
    Éq | 2(KClO3) → 2(KCl) + 3(O2)
    ni | 0.08       0        0
    nf |    0       -        0.122
  

• Convertir en grammes

  Masse molaire O2:
    M(O2)
    = 2⋅16
    = 32g/mol
  
  0.122mol O2 en grammes:
    0.122mol * 32g/mol = 3.9g
  

Calculer le rendement chimique

On a fait réagir 41.5g d’acide salicylique (C₇H₆O₃) et 51.1g d’anhydride acétique (C₄H₆O₃),
et obtenu 45.8g d’acide acétylsacylique (C₉H₈O₄) ainsi que de l’acide acétique (C₂H₄O₂).
Quel est le rendement de cette réaction chimique?

1. Pondérer l’équation.
   Pas nécessaire ici, les proportions sont déjà respectées.

   

2. Transformer les données disponibles en nombre de moles

   

3. Calculer la quantité maximale de produits théoriquement formés

   

4. Calculer le rapport entre le nombre obtenu et le nombre théorique.

   

   Le rendement est de 84.7%

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