Aussi appelé : tableau d’avancement · quantité de matière · réactif limitant
Exercices gratuits sur Stœchiométrie avec schémas, indices et corrigés complets. De nouvelles valeurs à chaque fois, à trois niveaux : de la masse à la masse, réactif limitant, rendement.
Exercice gratuitFacile
Pour la réaction C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O, quelle masse m de H2O se forme à partir de 100 g de C3H8 ? Les autres réactifs sont en excès.
Utilisez les coefficients comme rapport molaire pour trouver la quantité de matière de l’espèce cherchée.
Revenez à la masse avec m = n·M. Avec deux réactifs, trouvez d’abord le réactif limitant.
Erreurs fréquentes
Utiliser le rapport des masses au lieu du rapport molaire.
Oublier d’équilibrer l’équation.
Ne pas vérifier quel réactif est limitant.
Formules clés
Moles
n = m/M
Concentration
c = n/V
Rapport molaire
utiliser les coefficients de l’équation équilibrée
Réactif limitant
celui qui s’épuise en premier
Rendement
réel / théorique × 100%
Apprendre Stœchiométrie depuis zéro
1Ce qu’est la stœchiométrie
Une équation chimique est une recette. 2H₂ + O₂ → 2H₂O dit que deux molécules d’hydrogène réagissent avec une molécule d’oxygène pour donner deux molécules d’eau.
La stœchiométrie utilise cette recette pour répondre aux questions « combien ? » : quelle quantité de produit on obtient à partir d’une quantité donnée de réactif, ou combien il en faut.
Les nombres devant les formules sont les coefficients. Ils comptent des particules, pas des grammes. L’équation doit être équilibrée : chaque atome apparaît le même nombre de fois de chaque côté.
Les particules sont bien trop petites pour être comptées une à une, donc les chimistes les comptent en moles. Une mole, c’est 6,022 × 10²³ particules, comme une douzaine, c’est 12 œufs.
Les coefficients donnent donc aussi un rapport molaire : 2 mol de H₂ réagissent avec 1 mol de O₂ et donnent 2 mol de H₂O.
Auto-évaluation Dans N₂ + 3H₂ → 2NH₃, combien de moles de NH₃ se forment à partir de 2 mol de N₂ (avec assez de H₂) ?
1 mol
2 mol
4 mol
6 mol
Réponse: 4 mol. 1 mol de N₂ donne 2 mol de NH₃, donc 2 mol de N₂ donnent 4 mol. Donner 2 mol ignore le rapport molaire, et 6 mol utilise plutôt le coefficient de H₂.
2Moles et masse molaire
Une balance mesure des grammes, mais l’équation travaille en moles. La masse molaire M relie les deux : c’est la masse d’une mole, en g/mol.
n = m / M m = n · M
On trouve M en additionnant les masses atomiques du tableau périodique. Avec H = 1,0, C = 12,0 et O = 16,0 :
M(H₂O) = 2 · 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol
M(CO₂) = 12,0 + 2 · 16,0 = 44,0 g/mol
M(CH₄) = 12,0 + 4 · 1,0 = 16,0 g/mol
Exemple : 36 g d’eau, c’est 36 / 18,0 = 2,0 mol d’eau.
Les questions d’examen donnent généralement les masses molaires, avec deux décimales. Utilisez les valeurs données.
Auto-évaluation Combien de moles y a-t-il dans 88 g de CO₂ (M = 44 g/mol) ?
0,5 mol
2 mol
3872 mol
88 mol
Réponse: 2 mol. n = m/M = 88/44 = 2 mol. Diviser dans l’autre sens (44/88 = 0,5) ou multiplier (88 · 44) utilise la formule à l’envers.
3La méthode pas à pas
Toute question de masse à masse suit le même chemin : des grammes aux moles, à travers l’équation avec le rapport molaire, puis retour aux grammes.
Vérifiez que l’équation est équilibrée.
Convertissez la masse donnée de A en moles : nA = mA / MA.
Utilisez les coefficients : nB = nA · b / a, où a et b sont les coefficients de A et de B.
Reconvertissez en masse : mB = nB · MB.
Avec deux réactifs donnés, trouvez d’abord le réactif limitant et partez de celui-ci.
Pour le rendement en pourcentage, comparez la masse réellement recueillie à la masse que vous avez calculée.
4Un exemple détaillé
Suivez chaque étape. Essayez de deviner la suivante avant de l’ouvrir.
Exemple détaillé
Pour la réaction CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, quelle masse m de H₂O se forme à partir de 8,0 g de CH₄ ? Supposez que l’oxygène est en excès. Utilisez M(CH₄) = 16,0 g/mol et M(H₂O) = 18,0 g/mol.
1
Vérifier l’équation
À gauche : 1 C, 4 H, 4 O. À droite : 1 C, 4 H et 2 + 2 = 4 O. L’équation est équilibrée.
2
De la masse aux moles
n(CH₄) = 8,0 / 16,0 = 0,50 mol
3
Utilisez le rapport molaire
1 mol de CH₄ donne 2 mol de H₂O, donc le facteur est 2/1.
n(H₂O) = 0,50 · 2 / 1 = 1,0 mol
4
Des moles à la masse
m(H₂O) = 1,0 · 18,0 = 18 g
5
Vérifiez la réponse
8 g de CH₄ demandent 1,0 mol de O₂, soit 32 g. Alors 8 + 32 = 40 g entrent. 0,50 mol de CO₂ fait 22 g, et 22 + 18 = 40 g sortent. La masse est conservée, donc la réponse est cohérente.
Réponse
m(H₂O) = 18 g
5Réactif limitant et rendement en pourcentage
Quand deux réactifs sont donnés, l’un d’eux est généralement épuisé en premier. C’est le réactif limitant. Il détermine la quantité de produit formée ; l’autre reste (en excès).
Pour le trouver, divisez les moles de chaque réactif par son coefficient. Le résultat le plus petit correspond au réactif limitant.
Exemple : 4,0 g de H₂ (M = 2,0) et 16 g de O₂ (M = 32) réagissent dans 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Cela fait 2,0 mol de H₂ et 0,50 mol de O₂.
H₂ : 2,0 / 2 = 1,0 O₂ : 0,50 / 1 = 0,50 ⇒ O₂ est le réactif limitant
Donc 0,50 mol de O₂ donne 0,50 · 2 = 1,0 mol d’eau, soit 18 g. Une partie de l’hydrogène reste.
En pratique, on ne recueille jamais tout le produit. Le rendement en pourcentage compare ce que vous avez obtenu à ce que vous avez calculé, le rendement théorique :
Y = réel / théorique × 100%
Auto-évaluation Le rendement théorique d’une réaction est de 18 g, et vous recueillez 15,3 g. Quel est le rendement en pourcentage ?
118%
15,3%
2,7%
85%
Réponse: 85%. Y = 15,3/18 × 100 % = 85 %. Diviser dans l’autre sens donne 118 %, ce qui est impossible : on ne peut pas recueillir plus que la quantité théorique.
6Erreurs fréquentes
Utiliser le rapport des masses au lieu du rapport molaire. Les coefficients comptent des moles, jamais des grammes.
Travailler avec une équation non équilibrée.
Partir du réactif en excès au lieu du réactif limitant.
Choisir le réactif limitant d’après la plus petite masse ou le plus petit nombre de moles, sans diviser par les coefficients.
Diviser le réel par le théorique à l’envers. Un rendement n’est jamais supérieur à 100 %.
Arrondir trop tôt les moles. Gardez trois ou quatre chiffres significatifs jusqu’à la fin.
Auto-évaluation 4,0 g de H₂ (M = 2,0 g/mol) et 16 g de O₂ (M = 32 g/mol) réagissent : 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Quelle masse d’eau (M = 18 g/mol) peut se former ?
18 g
20 g
36 g
9 g
Réponse: 18 g. O₂ est limitant : 0,50 mol de O₂ donne 1,0 mol d’eau, soit 18 g. 36 g part de l’hydrogène, qui est en excès. 20 g additionne les masses, mais une partie de l’hydrogène ne réagit pas.
7À quoi ressemblent les questions d’examen
Facile : de masse à masse. Un réactif est donné, les autres sont en excès. Trouvez la masse d’un produit.
Moyen : réactif limitant. Deux masses de réactifs sont données. Trouvez le réactif limitant, puis la masse de produit.
Difficile : rendement en pourcentage. Calculez le rendement théorique, puis comparez-le à la masse recueillie.
Les masses molaires sont données dans la question. Écrivez le chemin m → n → n → m à côté de chaque réponse.
Pour la réaction 2Mg + O2 → 2MgO, quelle masse m de MgO se forme à partir de 12 g de Mg ? Les autres réactifs sont en excès.
M(Mg) = 24,31 g/molM(MgO) = 40,3 g/mol
Calculer m(g)
Afficher les indices
Convertis la masse donnée en moles : n = m/M.
Les coefficients donnent le rapport molaire : 2 mol de produit pour 2 mol de réactif.
n(Mg) = 12/24,31 = 0,4936 mol.
Afficher la réponse et la solution pas à pas
Stœchiométrie : une équation équilibrée compte des particules, pas des grammes. Convertis la masse en moles avec n = m/M, utilise les coefficients de l'équation comme rapport molaire, puis reviens à la masse avec m = n·M. Avec deux réactifs, le réactif limitant est celui qui s'épuise en premier et fixe la quantité de produit formé.
Moles de réactif
n = 12/24,31 = 0,4936 mol
Rapport molaire
n(MgO) = 0,4936·2/2 = 0,4936 mol
Masse de produit
m = 0,4936·40,3 = 19,89 g
Réponse
m = 19,89 g
Exemple 2Moyen
6 g de C3H8 et 20 g de O2 réagissent selon C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. Quelle masse m de H2O peut se former ?
M(C3H8) = 44,1M(O2) = 32M(H2O) = 18,02 g/mol
Calculer m(g)
Afficher les indices
Convertis les deux masses en moles.
Divise chacune par son coefficient : le plus petit résultat correspond au réactif limitant.
n(C3H8)/1 = 0,1361, n(O2)/5 = 0,125.
Afficher la réponse et la solution pas à pas
Stœchiométrie : une équation équilibrée compte des particules, pas des grammes. Convertis la masse en moles avec n = m/M, utilise les coefficients de l'équation comme rapport molaire, puis reviens à la masse avec m = n·M. Avec deux réactifs, le réactif limitant est celui qui s'épuise en premier et fixe la quantité de produit formé.
Moles de chaque réactif
n(C3H8) = 6/44,1 = 0,1361 mol
n(O2) = 20/32 = 0,625 mol
Réactif limitant
0,1361/1 = 0,1361, 0,625/5 = 0,125 → O2
Masse de produit
n(H2O) = 0,125·4 = 0,5 mol
m = 0,5·18,02 = 9,01 g
Réponse
m = 9,01 g
Exemple 3Difficile
Dans la réaction CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O, 10 g de CH4 réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 17,01 g de CO2. Calcule le rendement Y.
M(CH4) = 16,04 g/molM(CO2) = 44,01 g/molréel: 17,01 g
Calculer Y(%)
Afficher les indices
Calcule d'abord le rendement théorique : la masse qui se formerait si tout réagissait.
Rendement = réel/théorique × 100.
théorique: 0,6234 mol·1/1·44,01.
Afficher la réponse et la solution pas à pas
Stœchiométrie : une équation équilibrée compte des particules, pas des grammes. Convertis la masse en moles avec n = m/M, utilise les coefficients de l'équation comme rapport molaire, puis reviens à la masse avec m = n·M. Avec deux réactifs, le réactif limitant est celui qui s'épuise en premier et fixe la quantité de produit formé.
Rendement théorique
n(CH4) = 10/16,04 = 0,6234 mol
m = 0,6234·1/1·44,01 = 27,44 g
Rendement
Y = 17,01/27,44·100 = 62%
Réponse
Y = 62%
Questions et réponses
Stœchiométrie : de quoi s’agit-il ?
Une équation chimique est une recette. 2H₂ + O₂ → 2H₂O dit que deux molécules d’hydrogène réagissent avec une molécule d’oxygène pour donner deux molécules d’eau.
La stœchiométrie utilise cette recette pour répondre aux questions « combien ? » : quelle quantité de produit on obtient à partir d’une quantité donnée de réactif, ou combien il en faut.
Stœchiométrie : comment résoudre les exercices étape par étape ?
Écrivez et équilibrez l’équation chimique.
Convertis la masse donnée en moles : n = m/M.
Utilisez les coefficients comme rapport molaire pour trouver la quantité de matière de l’espèce cherchée.
Revenez à la masse avec m = n·M. Avec deux réactifs, trouvez d’abord le réactif limitant.
Stœchiométrie : quelles sont les erreurs fréquentes ?
Utiliser le rapport des masses au lieu du rapport molaire.
Oublier d’équilibrer l’équation.
Ne pas vérifier quel réactif est limitant.
Stœchiométrie : que couvrent les exercices ?
Facile: de la masse à la masse
Moyen: réactif limitant
Difficile: rendement
Chaque exercice a de nouvelles valeurs : vous apprenez la méthode, pas une réponse. Bloqué ? Ouvrez d’abord un petit indice, et l’explication complète seulement si vous en avez besoin.
Comment fonctionne l’entraînement
Chaque exercice a de nouvelles valeurs : vous apprenez la méthode, pas une réponse.
Bloqué ? Ouvrez d’abord un petit indice, et l’explication complète seulement si vous en avez besoin.
Votre progression, vos erreurs et vos exercices enregistrés sont conservés pour que vous puissiez réviser avant l’examen.