LOIS DE LA STOECHIOMÉTRIE: DESCRIPTION, EXEMPLES ET EXERCICES - CHIMIE - 2025

Les lois de la stoechiométrie décrivent la composition des différentes substances, basée sur les relations (en masse) entre chaque espèce impliquée dans la réaction.

Toute la matière existante est formée par la combinaison, dans des proportions différentes, des différents éléments chimiques qui composent le tableau périodique. Ces unions sont régies par certaines lois de combinaison appelées lois de stoechiométrie ou lois de poids de la chimie.

Ces principes sont une partie fondamentale de la chimie quantitative, étant indispensables pour équilibrer les équations et pour des opérations aussi importantes que la détermination des réactifs nécessaires pour produire une réaction spécifique ou le calcul du nombre de ces réactifs nécessaires pour obtenir la quantité attendue de produits..

Les quatre lois sont largement connues dans le domaine chimique de la science: la loi de conservation de la masse, la loi des proportions définies, la loi des proportions multiples et la loi des proportions réciproques.

Les 4 lois de la stoechiométrie

Lorsque vous souhaitez déterminer comment deux éléments se combinent par une réaction chimique, les quatre lois décrites ci-dessous doivent être prises en compte.

Loi de conservation de la masse (ou «loi de conservation de la matière»)

Il est basé sur le principe que la matière ne peut pas être créée ou détruite, c'est-à-dire qu'elle ne peut être que transformée.

Cela signifie que pour un système adiabatique (où il n'y a pas de transfert de masse ou d'énergie depuis ou vers l'environnement), la quantité de matière présente doit rester constante dans le temps.

Par exemple, dans la formation d'eau à partir d'oxygène gazeux et d'hydrogène, on observe qu'il y a le même nombre de moles de chaque élément avant et après la réaction, donc la quantité totale de matière est conservée.

2H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (l)

Exercice:

Q.- Montrer que la réaction précédente respecte la loi de conservation de la masse.

A.- Premièrement, nous avons les masses molaires des réactifs: H ₂ = 2 g, O ₂ = 32 g et H ₂ O = 18 g.

2H: Ensuite, la masse de chaque élément est ajoutée de chaque côté de la réaction (équilibré), ce qui donne ₂ + O ₂ = (4 + 32) g = 36 g du côté des réactifs et 2H ₂ 36 g O = en le côté produits. Ainsi, il a été démontré que l'équation est conforme à la loi mentionnée.

Loi des proportions définies (ou «Loi des proportions constantes»)

Il est basé sur le fait que chaque substance chimique est formée de la combinaison de ses éléments constitutifs dans des relations de masse définies ou fixes, qui sont uniques pour chaque composé.

On donne l'exemple de l'eau dont la composition à l'état pur sera invariablement 1 mole d'O ₂ (32g) et 2 moles de H ₂ (4g). Si le plus grand diviseur commun est appliqué, on constate qu'une mole de H ₂ réagit pour 8 moles de O ₂ ou, ce qui est le même, ils se combinent dans un rapport de 1: 8.

Exercice:

Q.- Vous avez une mole d'acide chlorhydrique (HCl) et vous voulez savoir dans quel pourcentage se trouve chacun de ses composants.

A.- On sait que le rapport d'union de ces éléments dans cette espèce est de 1: 1. Et la masse molaire du composé est d'environ 36,45 g. De même, la masse molaire de chlore est connue pour être de 35,45 g et celle de l'hydrogène est de 1 g.

Pour calculer la composition en pourcentage de chaque élément, la masse molaire de l'élément (multipliée par son nombre de moles dans une mole du composé) est divisée par la masse du composé et ce résultat est multiplié par cent.

Ainsi:% H = x 100 = 2,74%

y% Cl = x 100 = 97,26%

Il en résulte que, quelle que soit la provenance du HCl, à l'état pur, il sera toujours composé de 2,74% d'hydrogène et 97,26% de chlore.

Loi des proportions multiples

Selon cette loi, s'il y a une combinaison entre deux éléments pour générer plus d'un composé, alors la masse de l'un des éléments se joint à une masse invariable de l'autre, en préservant une relation qui se manifeste par de petits entiers.

Le dioxyde de carbone et le monoxyde de carbone sont donnés à titre d'exemples, qui sont deux substances constituées des mêmes éléments, mais dans le dioxyde, ils sont liés par O / C = 2: 1 (pour chaque atome de C, il y a deux O) et dans le monoxyde son rapport est de 1: 1.

Exercice:

Q.- Il existe cinq oxydes différents qui peuvent être produits de manière stable en combinant l'oxygène et l'azote (N ₂ O, NO, N ₂ O ₃, N ₂ O ₄ et N ₂ O ₅).

A.- On observe que l'oxygène dans chaque composé augmente et qu'avec une proportion fixe d'azote (28 g) il y a un rapport de 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 (16 × 4) et 80 (16 × 5) g d'oxygène respectivement; c'est-à-dire que nous avons un rapport simple de 1, 2, 3, 4 et 5 parties.

Loi des proportions réciproques (ou "Loi des proportions équivalentes")

Il est basé sur la relation entre les proportions dans lesquelles un élément est combiné dans différents composés avec différents éléments.

En d'autres termes, si une espèce A rejoint une espèce B, mais A se combine également avec C; Il s'ensuit que si les éléments B et C s'unissent, leur rapport de masse correspond aux masses de chacun lorsqu'ils s'unissent notamment à une masse fixe de l'élément A.

Exercice:

Q.- Si vous avez 12g de C et 64g de S pour former CS ₂, vous avez aussi 12g de C et 32g d'O pour produire du CO ₂ et enfin 10g de S et 10g d'O pour produire du SO ₂. Comment illustrer le principe des proportions équivalentes?

A.- La proportion des masses de soufre et d'oxygène en combinaison avec une masse définie de carbone est égale à 64:32, soit 2: 1. Ainsi, le rapport du soufre et de l'oxygène est de 10:10 lors de la jonction directe ou, ce qui est pareil, de 1: 1. Ainsi, les deux relations sont de simples multiples de chaque espèce.

Références

1. Wikipédia. (sf). Stoechiométrie. Récupéré de en.wikipedia.org.
2. Chang, R. (2007). Chimie, neuvième édition (McGraw-Hill).
3. Young, SM, Vining, WJ, Day, R. et Botch, B. (2017). (General Chemistry: Atoms First. Récupéré de books.google.co.ve.
4. Szabadváry, F. (2016). Histoire de la chimie analytique: Série internationale de monographies en chimie analytique. Récupéré de books.google.co.ve.
5. Khanna, SK, Verma, NK et Kapila, B. (2006). Excel avec des questions objectives en chimie. Récupéré de books.google.co.ve.