Chimie
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Stœchiométrie et solutions
La stœchiométrie, c'est la comptabilité de la chimie : combien de grammes de réactif pour obtenir tant de produit ? Quelle masse de médicament pour une dose précise ? Tout repose sur une unité géniale, la mole, qui fait le pont entre le monde des atomes (invisible) et celui de la balance (mesurable).
1La mole : compter l'invisible
Pourquoi une nouvelle unité ?
Les atomes sont si petits qu'une goutte d'eau en contient des milliards de milliards. Impossible de les compter un par un. La mole est un « paquet » contenant toujours le même nombre d'entités, comme une douzaine, mais en (beaucoup) plus grand.
Mole et nombre d'Avogadro
quantité de matièremol
nombre d'entités (atomes, molécules…)—
nombre d'Avogadro/mol
Quand l'utiliser
Pour passer d'un nombre d'entités à une quantité de matière (et inversement).
Quand l'éviter
Pour des objets macroscopiques (on ne compte pas des billes en moles).
Interprétation
Une mole contient toujours 6,022·10²³ entités, quelle que soit la substance.
Piège au concours
Confondre nombre d'entités (N) et quantité de matière (n) : ils diffèrent du facteur N_A.
Astuce mémo
« 1 mole = 6,022·10²³ entités », comme « 1 douzaine = 12 ».
Pourquoi une mole de carbone et une mole de fer contiennent-elles le même nombre d'atomes mais n'ont pas la même masse ?Réfléchis puis ouvre ▾
Parce que la mole compte un nombre d'atomes (toujours 6,022·10²³), pas une masse. Or un atome de fer est plus lourd qu'un atome de carbone. Même nombre d'atomes, mais masses individuelles différentes ⇒ masses molaires différentes.
2Masse molaire et conversions
Le pont vers la balance
La masse molaire M est la masse d'une mole d'une substance (en g/mol). On la lit directement dans le tableau périodique (masse atomique) et on l'additionne pour une molécule. C'est elle qui relie les moles aux grammes qu'on pèse.
Relation masse – quantité de matière
quantité de matièremol
masse de l'échantillong
masse molaireg/mol
Quand l'utiliser
Pour convertir une masse pesée en moles, ou l'inverse.
Quand l'éviter
Pour des gaz dont on connaît le volume aux CNTP : passer plutôt par 22,4 L/mol.
Interprétation
Diviser la masse par la masse molaire donne le nombre de paquets (moles) présents.
Piège au concours
Utiliser la masse molaire d'un atome au lieu de celle de la molécule entière (additionner tous les atomes).
Astuce mémo
« n = m sur M » : masse divisée par masse molaire.
Calculer une masse molaire
Pour l'eau H₂O : M = 2×M(H) + M(O) = 2×1 + 16 = 18 g/mol. Pour le CO₂ : M = 12 + 2×16 = 44 g/mol. On additionne les masses atomiques de chaque atome de la formule.
Pour le futur médecin
Les doses de médicaments se calculent souvent en moles puis en masse : pour administrer une quantité précise de principe actif, on convertit via M. Une erreur de masse molaire, c'est une erreur de posologie.
Combien de moles dans 36 g d'eau (M = 18 g/mol) ?Facile
Solution détaillée
mol.3Équilibrer une équation chimique
Rien ne se perd, rien ne se crée
Lors d'une réaction, les atomes se réarrangent mais ne disparaissent pas (loi de Lavoisier). Une équation doit donc avoir autant d'atomes de chaque élément à gauche (réactifs) qu'à droite (produits). C'est l'équilibrage.
Méthode d'équilibrage
1) Écris la réaction avec les bonnes formules. 2) Compte les atomes de chaque élément des deux côtés. 3) Ajuste les coefficients (jamais les indices !) pour égaliser. 4) Vérifie élément par élément. Astuce : commence par les éléments qui n'apparaissent qu'une fois de chaque côté.
Exemple : la combustion du méthane
CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O. On équilibre : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Vérification : 1 C, 4 H et 4 O de chaque côté. ✓
Pour équilibrer, peut-on changer H₂O en H₂O₂ pour ajouter un oxygène ?Réfléchis puis ouvre ▾
Non ! Changer un indice change la nature de la molécule (H₂O₂ est l'eau oxygénée, pas de l'eau). On n'ajuste que les coefficients devant les formules, jamais les indices à l'intérieur des formules.
Équilibre : H₂ + O₂ → H₂O.Intermédiaire
Solution détaillée
. Vérification : 4 H et 2 O de chaque côté.4Les calculs stœchiométriques
Les coefficients sont des proportions
Une fois l'équation équilibrée, les coefficients donnent les rapports en moles entre réactifs et produits. C'est la recette : « 2 doses de H₂ pour 1 dose de O₂ donnent 2 doses d'eau ».
La démarche universelle (3 étapes)
1) Convertir la donnée connue en moles (via n = m/M ou le volume molaire). 2) Appliquer le rapport stœchiométrique (les coefficients) pour trouver les moles cherchées. 3) Reconvertir en masse ou en volume si nécessaire.
| Étape | Outil |
|---|---|
| Masse → moles | n = m/M |
| Moles connues → moles cherchées | rapport des coefficients |
| Moles → masse | m = n·M |
| Moles de gaz → volume (CNTP) | V = n·22,4 |
Pour 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, combien de moles d'eau obtient-on à partir de 3 mol de H₂ (O₂ en excès) ?Intermédiaire
Solution détaillée
Le rapport H₂ : H₂O est 2 : 2 = 1 : 1. Donc 3 mol de H₂ donnent 3 mol de H₂O.5Réactif limitant et rendement
Celui qui s'épuise en premier
Quand les réactifs ne sont pas dans les proportions exactes de la recette, l'un s'épuise avant les autres : c'est le réactif limitant. C'est lui qui fixe la quantité maximale de produit. Les autres sont « en excès » et il en reste à la fin.
Trouver le réactif limitant
Pour chaque réactif, calcule le rapport . Le plus petit de ces rapports désigne le réactif limitant. (Ne pas se fier à la plus petite quantité brute : c'est le rapport au coefficient qui compte.)
Rendement d'une réaction
rendement%
masse réellement obtenueg
masse prévue par la stœchiométrieg
Quand l'utiliser
Pour comparer ce qu'on obtient en pratique à ce que prévoit le calcul idéal.
Quand l'éviter
Le rendement ne dépasse jamais 100 % : sinon, il y a une erreur (ou des impuretés).
Interprétation
Un rendement de 80 % signifie qu'on récupère 80 % du produit théoriquement possible.
Piège au concours
Calculer la masse théorique à partir d'un réactif en excès au lieu du réactif limitant.
Astuce mémo
« réel sur théorique, fois 100 ».
On mélange 4 mol de H₂ et 1 mol de O₂ (2 H₂ + O₂ → 2 H₂O). Quel est le réactif limitant ?Réfléchis puis ouvre ▾
Rapports : H₂ → 4/2 = 2 ; O₂ → 1/1 = 1. Le plus petit est celui de l'O₂ : c'est le réactif limitant. Il produit 2 mol d'eau, et il reste 2 mol de H₂ en excès.
Pour N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, on dispose de 2 mol de N₂ et 3 mol de H₂. Réactif limitant ? Moles de NH₃ formées ?Niveau concours
Solution détaillée
Rapports : N₂ → 2/1 = 2 ; H₂ → 3/3 = 1. Le H₂ est limitant. Le rapport H₂ : NH₃ est 3 : 2, donc 3 mol de H₂ donnent mol de NH₃. (Il reste 1 mol de N₂.)6Les solutions : la concentration molaire
Doser ce qui est dissous
Une solution est un soluté dissous dans un solvant. La concentration molaire (ou molarité) indique combien de moles de soluté par litre de solution. C'est l'unité reine en chimie des solutions et en biologie.
Concentration molaire
concentration molaire (molarité)mol/L
quantité de solutémol
volume de solutionL
Quand l'utiliser
Pour relier la quantité de soluté au volume de solution.
Quand l'éviter
Attention : V est le volume de SOLUTION, pas seulement de solvant.
Interprétation
Une solution à 0,5 mol/L contient 0,5 mole de soluté par litre de solution.
Piège au concours
Mettre le volume en mL : il faut des litres (ou convertir 1 L = 1000 mL).
Astuce mémo
« c = n sur V » : moles par litre.
Quelle est la concentration d'une solution contenant 0,2 mol de sel dans 0,5 L ?Facile
Solution détaillée
mol/L.7Les dilutions
Ajouter du solvant, pas du soluté
Diluer une solution, c'est lui ajouter du solvant : le volume augmente, mais la quantité de soluté ne change pas. La concentration diminue donc proportionnellement. C'est l'opération de base de tout laboratoire.
Loi de la dilution
concentration et volume initiaux (solution mère)mol/L, L
concentration et volume finaux (solution diluée)mol/L, L
Quand l'utiliser
Quand on dilue une solution mère en ajoutant du solvant.
Quand l'éviter
Si on ajoute du soluté (la quantité change : la formule ne s'applique plus).
Interprétation
La quantité de soluté n = C·V est conservée : si V augmente, C diminue d'autant.
Piège au concours
Inverser les indices, ou oublier que V₂ est le volume TOTAL final (pas le solvant ajouté).
Astuce mémo
« avant = après » pour la quantité de soluté : C₁V₁ = C₂V₂.
Concentration finale C₂
0.500 mol/L
C₁V₁ = C₂V₂ → C₂ = 2·50/200
Concentration C₁ (mol/L)2.0
Volume prélevé V₁ (mL)50
Volume final V₂ (mL)200
On dilue 10 mL d'une solution à 2 mol/L jusqu'à 100 mL. La quantité de soluté change-t-elle ?Réfléchis puis ouvre ▾
Non : diluer n'ajoute que du solvant, la quantité de soluté reste la même ( mol). Seule la concentration baisse : mol/L (dilution par 10).
Quel volume de solution mère à 1 mol/L faut-il pour préparer 250 mL de solution à 0,1 mol/L ?Intermédiaire
Solution détaillée
mL (puis compléter à 250 mL avec du solvant).8Les erreurs fréquentes
Les erreurs qui coûtent des points
- Modifier les indices pour équilibrerPourquoi : on veut ajouter un atome facilementon n'ajuste que les coefficients devant les formules ; changer un indice change la molécule.
- Confondre nombre d'entités (N) et moles (n)n = N/N_A : il y a un facteur 6,022·10²³ entre les deux.
- Prendre la plus petite quantité comme réactif limitantcomparer les rapports n/coefficient, pas les quantités brutes.
- Calculer le rendement avec le réactif en excèsla masse théorique se calcule à partir du réactif LIMITANT.
- Mélanger mL et L dans c = n/Vconvertir en litres (1 L = 1000 mL) avant de calculer.
- Croire qu'une dilution change la quantité de solutédiluer n'ajoute que du solvant ; n est conservé, seule C baisse (C₁V₁ = C₂V₂).
Points clés à retenir
- La mole fait le pont atomes ↔ grammes : (N_A = 6,022·10²³) et .
- Équilibrer = égaliser les atomes de chaque élément en ajustant les coefficients (jamais les indices).
- Démarche stœchio : masse → moles → (rapport des coefficients) → moles → masse/volume.
- Réactif limitant = plus petit rapport ; il fixe la quantité de produit.
- Rendement = (réel / théorique) × 100, calculé à partir du réactif limitant.
- Concentration : (mol/L). Dilution : (n conservé).
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