Transformations de la matière/Exercices/Stœchiométrie

Exercices en conditions stœchiométriques

Exercice 1

Rappel:Une réaction s’effectue dans des conditions stœchiométriques si les réactifs sont présents dans des proportions qui respectent l’équation chimique.

Soit l'équation suivante:

1 C + 1 O₂ → CO₂

Quelle masse d'O₂ faut-il pour créer du

Début d’une formule chimique

CO₂

Fin d’une formule chimique

à partir d’1Kg de carbone en conditions stœchiométriques ?

Solution

On voit que pour 1 mole de C, on a 1 mole d'O₂. Mais combien y a-t-il de moles de C dans 1 kg ?

n = nombre de mole = ${\frac {masse}{MM}}$ = ${\frac {1000g\,(=\,masse\,de\,C)}{12\,(=\,masse\,atomique\,molaire\,du\,C)}}$ moles de C, donc d’O₂

→ masse O₂ = nombre de moles (n) x Masse molaire (= masse atomique élément O₂)

= ${\frac {1000}{12}}$ x (2 x 16) = 2667g = 2,667 kg = masse d'O₂ requise

Exercice 2

Soit l'équation suivante:

1 N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

Avec au départ, 1 kg d’H₂, quelle masse de

Début d’une formule chimique

N₂

Fin d’une formule chimique

faut-il pour respecter les conditions stœchiométriques ?

Solution

• 1 mole de N₂ réagit avec 3 moles d’H₂

1. Nombre de moles d’H₂ ?

Masse molaire H₂ = 2g

n H₂ = ${\frac {masse}{MM}}$ = ${\frac {1000}{2}}$ = 500 moles d’H₂

2. Nombre de moles d’ N₂ ? 1 mole de N₂ réagit avec 3 moles d’H₂ → 3 fois moins de moles de N₂ que de moles d’H₂ →

{\frac {500}{3}}

= 166,7 moles de N₂

3. Masse de N₂ ? n = 166,7 moles =

{\frac {masse}{MM}}

=

{\frac {masse}{(14x2)}}

=> m = 166,7 . 28 = 4 667,6 g d'N₂

Exercices en conditions non stœchiométriques

Rappel: Une réaction s’effectue dans des conditions non stœchiométriques si les réactifs sont présents dans des proportions qui ne respectent pas l’équation chimique.

Soit l'équation suivante:

C + O₂ → CO₂

On a des masses définies : 1 kg de C et 1 kg de O₂.

1. Quelle quantité de C va être consommée lors de la réaction ?

2. Quelle quantité de C va subsister après la réaction ?

Solution

• Nombre de mole de C de départ dans 1 kg = ${\frac {1000}{12}}$ = 83,33 moles

• Nombre de moles d’O₂ = ${\frac {1000}{32}}$ = 31,25 moles = Nombre de moles de C consommées puisqu’il y a plus de moles de C que de moles d'O₂, et qu’à un moment donné, il n’y aura plus d’O₂ (car consommé dans la réaction) mais il restera du C. Il en restera :

(Nombre de mole de C de départ dans 1 kg – Nombre de moles de C consommées)

• Via la formule :

n =

{\frac {masse}{MM}}

On va isoler la masse:

Masse de C consommées = nombre de moles de C consommées x Masse molaire (masse atomique élément C)

= 31,25 x 12 = 375 g de C consommé

• Comme on avait 1000g de C au départ, il n’en restera que 625 g après réaction (puisque 375 g ont été consommé pendant cette dernière).

NB₁: On dit que le C, puisqu’il en reste, est en excès NB₂: On dit que l'O₂, puisqu’il n’y en a plus mais qu’il reste encore du Carbone, est en défaut.

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