CALCULS STOECHIOMÉTRIQUES: ÉTAPES ET EXERCICES RÉSOLUS - CHIMIE - 2025

Les calculs stoechiométriques sont ceux qui sont effectués sur la base des rapports massiques des éléments ou composés impliqués dans une réaction chimique.

La première étape pour les réaliser est d'équilibrer la réaction chimique d'intérêt. De même, les formules correctes des composés impliqués dans le processus chimique doivent être connues.

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Les calculs stoechiométriques sont basés sur l'application d'un ensemble de lois, parmi lesquelles les suivantes: La loi de conservation de la masse; la loi des proportions définies ou de composition constante; et enfin, la loi des proportions multiples.

La loi de conservation de la masse stipule que dans une réaction chimique la somme des masses des réactifs est égale à la somme des masses des produits. Dans une réaction chimique, la masse totale reste constante.

La loi des proportions définies ou de composition constante stipule que différents échantillons de tout composé pur ont les mêmes éléments dans les mêmes proportions de masse. Par exemple, l'eau pure est la même quelle que soit sa source ou de quel continent (ou planète) elle provient.

Et la troisième loi, celle des proportions multiples, indique que lorsque deux éléments A et B forment plus d'un composé, la proportion de la masse de l'élément B qui se combine avec une masse donnée de l'élément A, dans chacun des composés, peut être exprimé en petits nombres entiers. Autrement dit, pour A _n B _m n et m sont des entiers.

Quels sont les calculs stœchiométriques et leurs étapes?

Ce sont des calculs destinés à résoudre les différentes questions qui peuvent se poser lors de l'étude d'une réaction chimique. Pour cela, vous devez avoir une connaissance des processus chimiques et des lois qui les régissent.

Avec l'utilisation du calcul stoechiométrique, il est possible d'obtenir, par exemple, à partir de la masse d'un réactif, la masse inconnue d'un autre réactif. Vous pouvez également connaître la composition en pourcentage des éléments chimiques présents dans un composé et à partir de celui-ci, obtenir la formule empirique du composé.

Par conséquent, la connaissance de la formule empirique ou minimale d'un composé permet d'établir sa formule moléculaire.

De plus, le calcul stoechiométrique permet de savoir dans une réaction chimique quel est le réactif limitant, ou s'il y a un excédent de réactif, ainsi que sa masse.

Étapes

Les étapes dépendront du type de problème posé, ainsi que de sa complexité.

Deux situations courantes sont:

-Deux éléments réagissent pour créer un composé et seule la masse de l'un des éléments réactifs est connue.

-Nous voulons connaître la masse inconnue du deuxième élément, ainsi que la masse du composé résultant de la réaction.

En général, pour résoudre ces exercices, l'ordre d'étapes suivant doit être suivi:

-Établir l'équation de la réaction chimique.

-Équilibrer l'équation.

-La troisième étape consiste, grâce à l'utilisation des poids atomiques des éléments et des coefficients stoechiométriques, à obtenir la proportion des masses des éléments réactifs.

-Ensuite, en utilisant la loi des proportions définies, une fois que la masse d'un élément réactif est connue et la proportion avec laquelle il réagit avec le second élément, connaissant la masse du second élément.

-Et la cinquième et dernière étape, si les masses des éléments réactifs sont connues, leur somme nous permet de calculer la masse du composé produit dans la réaction. Dans ce cas, ces informations sont obtenues sur la base de la loi de conservation de la masse.

Exercices résolus

-Exercice 1

Quel est le réactif restant lorsque 15 g de Mg réagissent avec 15 g de S pour former du MgS? Et combien de grammes de MgS seront produits dans la réaction?

Les données:

- Masse de Mg et S = 15 g

-Poids atomique de Mg = 24,3 g / mol.

-Poids atomique de S = 32,06 g / mol.

Étape 1: équation de réaction

Mg + S => MgS (déjà équilibré)

Étape 2: Établir le rapport dans lequel Mg et S se combinent pour produire du MgS

Pour simplifier, le poids atomique de Mg peut être arrondi à 24 g / mol et le poids atomique de S à 32 g / mol. Ainsi, le rapport dans lequel le S et le Mg sont combinés sera de 32:24, en divisant les 2 termes par 8, le rapport se réduit à 4: 3.

Réciproquement, le rapport dans lequel Mg se combine avec S est égal à 3: 4 (Mg / S)

Étape 3: discussion et calcul de l'excès de réactif et de sa masse

La masse de Mg et S est de 15 g pour les deux, mais le rapport dans lequel Mg et S réagissent est de 3: 4 et non de 1: 1. Ensuite, on peut en déduire que le réactif en excès est Mg, puisqu'il se trouve dans une proportion plus faible par rapport à S.

Cette conclusion peut être testée en calculant la masse de Mg réagissant avec 15 g de S.

g de Mg = 15 g de S x (3 g de Mg) / mol) / (4 g de S / mol)

11,25 g de Mg

Masse de l'excès de Mg = 15 g - 11,25 g

3,75 g.

Étape 4: Masse de MgS formée dans la réaction basée sur la loi de conservation de la masse

Masse de MgS = masse de Mg + masse de S

11,25 g + 15 g.

26 et 25 g

Un exercice à des fins éducatives pourrait être fait comme suit:

Calculez les grammes de S qui réagissent avec 15 g de Mg, en utilisant dans ce cas un rapport de 4: 3.

g de S = 15 g de Mg x (4 g de S / mol) / (3 g de Mg / mol)

20 grammes

Si la situation était celle présentée dans ce cas, on verrait que les 15 g de S ne suffiraient pas à réagir pleinement avec les 15 g de Mg, manquant 5 g. Ceci confirme que l'excès de réactif est Mg et que S est le réactif limitant dans la formation de MgS, lorsque les deux éléments réactifs ont la même masse.

-Exercice 2

Calculez la masse de chlorure de sodium (NaCl) et d'impuretés dans 52 g de NaCl avec un pourcentage de pureté de 97,5%.

Les données:

-Masse de l'échantillon: 52 g de NaCl

-Pourcentage pur = 97,5%.

Étape 1: calculez la masse pure de NaCl

Masse NaCl = 52 gx 97,5% / 100%

50,7 grammes

Étape 2: calcul de la masse d'impuretés

% d'impuretés = 100% - 97,5%

2,5%

Masse d'impuretés = 52 gx 2,5% / 100%

1,3 g

Par conséquent, sur les 52 g de sel, 50,7 g sont des cristaux de NaCl purs et 1,3 g d'impuretés (comme d'autres ions ou de la matière organique).

-Exercice 3

Quelle masse d'oxygène (O) y a-t-il dans 40 g d'acide nitrique (HNO ₃), sachant que son poids moléculaire est de 63 g / mol et le poids atomique de O est de 16 g / mol?

Les données:

-Masse de HNO ₃ = 40 g

-Poids atomique de O = 16 g / mol.

-Poids moléculaire de HNO ₃

Étape 1: Calculez le nombre de moles de HNO

Moles HNO ₃ = 40 g de HNO ₃ x 1 mole de HNO ₃ /63 g de HNO ₃

0,635 mole

Étape 2: calculez le nombre de moles d'O présent

La formule de HNO ₃ indique qu'il y a 3 moles de O pour chaque mole de HNO _3.

Moles d'O = 0,635 mole de HNO ₃ X 3 moles d'O / mole de HNO ₃

1,905 moles d'O

Étape 3: calculer la masse d'O présente dans 40 g de HNO

g d'O = 1,905 mole d'O x 16 g d'O / mole d'O

30,48 grammes

En d'autres termes, sur les 40 g de HNO ₃, 30,48 g sont dus exclusivement au poids des moles d'atomes d'oxygène. Cette forte proportion d'oxygène est typique des oxoanions ou de leurs sels tertiaires (NaNO ₃, par exemple).

-Exercice 4

Combien de grammes de chlorure de potassium (KCl) sont produits lorsque 20 g de chlorate de potassium (KClO ₃) se décomposent ? Sachant que le poids moléculaire de KCl est de 74,6 g / mol et le poids moléculaire de KClO ₃ est 122,6 g / mol

Les données:

-Masse de KClO ₃ = 20 g

-Poids moléculaire de KCl = 74,6 g / mol

-Poids moléculaire de KClO ₃ = 122,6 g / mol

Étape 1: équation de réaction

2KClO ₃ => 2KCl + 3O ₂

Étape 2: calculez la masse de KClO

g de KClO ₃ = 2 moles x 122,6 g / mole

245,2 g

Étape 3: calculez la masse de KCl

g de KCl = 2 moles x 74,6 g / mole

149,2 grammes

Étape 4: calculez la masse de KCl produite par décomposition

245 g de KClO ₃ sont produits par décomposition de 149,2 g de KCl. Ensuite, ce rapport (coefficient stoechiométrique) peut être utilisé pour trouver la masse de KCl produite à partir de 20 g de KClO ₃:

g de KCl = 20 g de KClO ₃ x 149 g de KCl / 245,2 g de KClO ₃

12,17 g

Notez comment est le rapport massique de O ₂ dans KClO ₃. Sur les 20 g de KClO ₃, un peu moins de la moitié est due à l'oxygène qui fait partie du chlorate d'oxoanion.

-Exercice 5

Trouvez la composition en pourcentage des substances suivantes: a) dopa, C ₉ H ₁₁ NO ₄ et b) vanilline, C ₈ H ₈ O ₃.

a) Dopa

Étape 1: trouver le poids moléculaire de la dopa C

Pour ce faire, le poids atomique des éléments présents dans le composé est d'abord multiplié par le nombre de moles représentées par leurs indices. Pour trouver le poids moléculaire, les grammes apportés par les différents éléments sont ajoutés.

Carbone (C): 12 g / mol x 9 mol = 108 g

Hydrogène (H): 1 g / mol x 11 mol = 11 g

Azote (N): 14 g / mol x 1 mol = 14 g

Oxygène (O): 16 g / mol x 4 mol = 64 g

Poids moléculaire de la Dopa = (108 g + 11 g + 14g + 64 g)

197 grammes

Étape 2: Trouvez la composition en pourcentage des éléments présents dans la dopa

Pour cela, son poids moléculaire (197 g) est pris égal à 100%.

% de C = 108 g / 197g x 100%

54,82%

% H = 11 g / 197g x 100%

5,6%

% de N = 14 g / 197 gx 100%

7,10%

% O = 64 g / 197 g

32,48%

b) Vanilline

Partie 1: calcul du poids moléculaire de la vanilline C

Pour ce faire, le poids atomique de chaque élément est multiplié par le nombre de ses moles présentes, en ajoutant la masse apportée par les différents éléments

C: 12 g / mol x 8 mol = 96 g

H: 1 g / mol x 8 mol = 8 g

Soit: 16 g / mol x 3 mol = 48 g

Poids moléculaire = 96 g + 8 g + 48 g

152 grammes

Partie 2: Trouvez le% des différents éléments dans la vanilline

Son poids moléculaire (152 g / mol) est supposé représenter 100%.

% de C = 96 g / 152 gx 100%

63,15%

% de H = 8 g / 152 gx 100%

5,26%

% O = 48 g / 152 gx 100%

31,58%

-Exercice 6

La composition en pourcentage massique d'un alcool est la suivante: carbone (C) 60%, hydrogène (H) 13% et oxygène (O) 27%. Obtenez votre formule minimale ou formule empirique.

Les données:

Poids atomiques: C 12 g / mol, H 1g / mol et oxygène 16 g / mol.

Étape 1: calcul du nombre de moles des éléments présents dans l'alcool

La masse d'alcool est supposée être de 100 g. Par conséquent, la masse de C est de 60 g, la masse de H est de 13 g et la masse d'oxygène est de 27 g.

Calcul du nombre de moles:

Nombre de moles = masse de l'élément / poids atomique de l'élément

moles de C = 60 g / (12 g / mol)

5 grains de beauté

moles de H = 13 g / (1 g / mol)

13 grains de beauté

moles de O = 27 g / (16 g / mol)

1,69 taupe

Étape 2: obtenir la formule minimale ou empirique

Pour ce faire, trouvez le rapport des nombres entiers entre les nombres de moles. Cela sert à obtenir le nombre d'atomes des éléments dans la formule minimale. A cet effet, les moles des différents éléments sont divisées par le nombre de moles de l'élément dans une moindre mesure.

C = 5 moles / 1,69 mole

C = 2,96

H = 13 moles / 1,69 mole

H = 7,69

O = 1,69 mole / 1,69 mole

O = 1

En arrondissant ces chiffres, la formule minimale est: C ₃ H ₈ O. Cette formule correspond à celle du propanol, CH ₃ CH ₂ CH ₂ OH. Cependant, cette formule est également celle du composé CH ₃ CH ₂ OCH ₃, éthyl méthyl éther.

Références

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2. Calculs avec formules chimiques et équations.. Tiré de: 2.chemistry.msu.edu
3. Sparknotes. (2018). Calcul stoechiométrique. Récupéré de: sparknotes.com
4. ChemPages Netorials. (sf). Module de stoechiométrie: stoechiométrie générale. Récupéré de: chem.wisc.edu
5. Flores, J. Química (2002) Éditorial Santillana.
6. Whitten, Davis, Peck et Stanley. Chimie. (8e éd.). Apprentissage CENGAGE.