Stœchiométrie

Une formule 化学式 indique quels atomes 原子 sont présents dans une substance et en quelle quantité. Il existe deux types de formules à maîtriser.

• La formule moléculaire 分子式 indique le nombre exact de chaque atome présent dans une molécule 分子. Pour le glucose, elle est $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$.
• La formule empirique 实验式 représente le rapport entier le plus simple des atomes ou des ions 离子 dans un composé 化合物. Pour le glucose, elle est $\text{CH}_2\text{O}$.

Établir une formule

Si vous disposez d'un modèle ou d'un schéma, comptez simplement les atomes de chaque élément et notez-les sous forme de formule.

Pour un composé ionique 离子化合物, vous pouvez déterminer la formule à partir des charges des ions. La charge positive totale doit équilibrer la charge négative totale, car le composé n'a pas de charge globale. Voici quelques ions courants :

Par exemple, pour $\text{Na}^{+}$ et $\text{O}^{2-}$ : il faut deux $\text{Na}^{+}$ pour équilibrer un $\text{O}^{2-}$, la formule est donc $\text{Na}_2\text{O}$.

Une équation montre comment les réactifs 反应物 (les substances de départ) changent en produits 生成物 (les substances formées).

• Une équation mots 文字方程式 utilise des noms : magnésium + oxygène → oxyde de magnésium.
• Une équation symbolique 化学方程式 utilise des formules et doit être équilibrée 配平 — le même nombre de chaque atome des deux côtés.

Vous ajoutez des symboles d'état 状态符号 entre parenthèses pour indiquer l'état physique : $(s)$ solide, $(l)$ liquide, $(g)$ gazeux, et $(aq)$ pour aqueux 水溶液 (dissous dans l'eau).

Équations ioniques

Une équation ionique 离子方程式 ne montre que les ions qui changent réellement. Les ions identiques des deux côtés sont des ions spectateurs 旁观离子 et sont omis. Par exemple, lorsqu'un acide réagit avec une base :

La masse atomique relative 相对原子质量 ($A_r$) d'un élément 元素 est la masse moyenne 质量 de ses atomes comparée à $\tfrac{1}{12}$ de la masse d'un $^{12}\text{C}$ atome.

La masse moléculaire relative 相对分子质量 ($M_r$) est la somme des masses atomiques relatives de tous les atomes de la molécule. Pour les composés ioniques, nous utilisons la masse formelle relative 相对式量, trouvée de la même manière à partir de la formule.

Masses réagissant par proportion simple

Parfois, vous pouvez trouver une masse réagissante sans la mole. Si 24 g de magnésium produisent 40 g d'oxyde de magnésium, alors 12 g de magnésium (la moitié) produisent 20 g d'oxyde de magnésium.

La mole 摩尔 (symbole mol) est l'unité pour la quantité de matière 物质的量. Une mole de toute substance contient $6.02 \times 10^{23}$ particules 粒子 (atomes, ions ou molécules). Ce nombre est la constante d'Avogadro 阿伏伽德罗常数.

La masse molaire 摩尔质量 est la masse d'une mole, en grammes par mole (g/mol). Son nombre est le même que la $A_r$ ou la $M_r$. La relation clé est :

Exemple résolu. Combien de moles y a-t-il dans 36 g d'eau ? Masse molaire de l'eau $= 18$ g/mol.

Pour trouver le nombre de particules, multipliez les moles par la constante d'Avogadro.

Volumes gazeux

À température et pression ambiantes (r.t.p.), une mole de tout gaz occupe le même volume 体积. Ce volume molaire gazeux 摩尔气体体积 est $24 \text{ dm}^3$.

Exemple résolu. Quel volume occupe $0.25$ mol de dioxyde de carbone à r.t.p. ?

Concentration des solutions

La concentration 浓度 d'une solution 溶液 peut être donnée en $\text{g/dm}^3$ ou en $\text{mol/dm}^3$.

N'oubliez pas de convertir le volume : $1 \text{ dm}^3 = 1000 \text{ cm}^3$, donc divisez un volume en $\text{cm}^3$ par 1000.

La plupart des calculs suivent les mêmes étapes : convertissez la quantité connue en moles, utilisez l'équation équilibrée pour trouver les moles de ce que vous cherchez, puis reconvertissez en masse, volume ou concentration.

Exemple résolu. Quelle masse d'oxyde de magnésium se forme lorsque 12 g de magnésium brûlent complètement ? $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$ : Mg $= 24$, O $= 16$.)

Moles de Mg $= 12 / 24 = 0.5$ mol. Le rapport Mg : MgO est $1 : 1$, donc $0.5$ mol de MgO se forment. Sa masse molaire est $24 + 16 = 40$ g/mol, donc la masse est $0.5 \times 40 = 20$ g — la même réponse que la méthode de proportion simple ci-dessus.

Réactif limitant

Lorsque deux réactifs sont mélangés, l'un s'épuise souvent en premier. C'est le réactif limitant 限量反应物. Il détermine la quantité de produit qui peut se former ; tout autre réactif est en excès (restant).

Exemple résolu. 8 g d'hydrogène réagissent avec 8 g d'oxygène : $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$. Quel est le réactif limitant et quelle masse d'eau se forme ? ($A_r$ : H $= 1$, O $= 16$.)

Moles de $\text{H}_2 = 8 / 2 = 4$ mol ; moles de $\text{O}_2 = 8 / 32 = 0.25$ mol. L'équation nécessite $2\text{H}_2$ pour chaque $\text{O}_2$, donc $0.25$ mol de $\text{O}_2$ réagit avec seulement $0.5$ mol de $\text{H}_2$. Il y a beaucoup plus d'hydrogène que cela, donc l'oxygène est le réactif limitant et l'hydrogène est en excès. L'oxygène produit $2 \times 0.25 = 0.5$ mol d'eau, donc la masse est $0.5 \times 18 = 9$ g. Travaillez toujours en moles, pas en masses — le réactif ayant la plus petite masse n'est pas toujours celui qui s'épuise.

Calcul de titrage

Dans un titrage 滴定, vous mesurez le volume d'une solution qui réagit avec une autre. À partir du volume et de la concentration, vous trouvez les moles d'un soluté 溶cé, puis utilisez le rapport de l'équation pour trouver les moles, la concentration ou le volume de l'autre.

Exemple résolu. $25.0 \text{ cm}^3$ de solution d'hydroxyde de sodium est exactement neutralisé par $20.0 \text{ cm}^3$ de $0.10 \text{ mol/dm}^3$ acide chlorhydrique. $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. Trouvez la concentration de l'hydroxyde de sodium.

Moles de HCl $= 0.10 \times \dfrac{20.0}{1000} = 0.0020$ mol. Le rapport est $1 : 1$, donc il y a $0.0020$ mol de NaOH dans $25.0 \text{ cm}^3$ :

Formules empiriques et moléculaires à partir de données

Pour trouver une formule empirique à partir de masses ou de pourcentages :

1. Divisez la masse (ou %) de chaque élément par sa $A_r$.
2. Divisez toutes les réponses par la plus petite pour obtenir le rapport le plus simple.

Pour trouver la formule moléculaire, comparez la masse de la formule empirique avec la vraie $M_r$ et multipliez.

Exemple résolu. Un composé contient $40\%$ calcium, $12\%$ carbone et $48\%$ oxygène en masse. Trouvez sa formule empirique. ($A_r$ : Ca $= 40$, C $= 12$, O $= 16$.)

Divisez chaque pourcentage par sa $A_r$ : Ca $= 40/40 = 1$, C $= 12/12 = 1$, O $= 48/16 = 3$. Le rapport est $1 : 1 : 3$, donc la formule empirique est $\text{CaCO}_3$.

Pourcentages

• Rendement en pourcentage 产率 compare la quantité de produit obtenue réellement avec la plus grande possible : $\dfrac{\text{actual}}{\text{theoretical}} \times 100$.
• Pourcentage composition massique 质量分数 d'un élément $= \dfrac{\text{mass of the element}}{M_r} \times 100$.
• Pureté en pourcentage 纯度 $= \dfrac{\text{mass of pure substance}}{\text{mass of impure sample}} \times 100$.

Exemple résolu. Trouvez le pourcentage massique d'azote dans le nitrate d'ammonium, $\text{NH}_4\text{NO}_3$. ($A_r$ : N $= 14$, H $= 1$, O $= 16$.)

$M_r = (2 \times 14) + (4 \times 1) + (3 \times 16) = 80$. La masse d'azote est $2 \times 14 = 28$, donc

Exemple résolu. Une réaction pourrait produire au maximum 5.0 g de produit, mais seulement 4.0 g sont effectivement récupérés. Calculez le rendement en pourcentage.

Une partie du produit est toujours perdue — laissée dans le matériel, ou consommée dans des réactions secondaires — donc le rendement est presque jamais $100\%$.

Exemple résolu. Un échantillon de 50 g de carbonate de calcium impur contient 45 g de carbonate de calcium pur. Trouvez sa pureté en pourcentage.

• Convertissez toujours les masses, volumes gazeux et concentrations en moles d'abord, utilisez le rapport de l'équation équilibrée, puis reconvertissez. Ne comparez jamais directement les masses à travers une équation.
• Formules clés : $n = \dfrac{\text{mass}}{M_r}$, volume gazeux $= n \times 24\ \text{dm}^3$ à r.t.p., et concentration $= \dfrac{n}{\text{volume in dm}^3}$. Changez cm³ en dm³ en divisant par 1000.
• Pour équilibrer une équation symbolique, vous ne pouvez changer que les grands nombres devant une formule, jamais les petits indices dedans.
• Le réactif limitant est celui qui s'épuise (le moins de moles une fois le ratio pris en compte) ; il fixe la quantité de produit. L'autre réactif est en excès.
• Rendement en pourcentage = réel ÷ théorique × 100 ; pureté en pourcentage = masse de substance pure ÷ masse de l'échantillon × 100. Les deux sont toujours ≤ 100 %.