L'équation de réaction : base de tout calcul stœchiométrique
Une équation chimique équilibrée fournit les nombres stœchiométriques de chaque réactif et produit. Ces coefficients indiquent les proportions molaires dans lesquelles les espèces réagissent et se forment.
Exemple : synthèse de l'ammoniac (NH₃)
N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
Interprétation molaire : 1 mol de N₂ réagit avec 3 mol de H₂ pour produire 2 mol de NH₃.
Avant tout calcul : 1. Écrire l'équation bilan correctement équilibrée. 2. Convertir les données (masses → moles, volumes de gaz → moles via n = PV/RT ou à CNTP n = V/22,4).
Le tableau d'avancement
Le tableau d'avancement (ou tableau d'état d'avancement) organise le suivi des quantités de matière en fonction de l'avancement x (en mol) de la réaction :
| Espèce | État initial (mol) | En cours (mol) | État final (mol) |
|---|---|---|---|
| N₂ | n₀(N₂) | n₀(N₂) − x | n₀(N₂) − x_max |
| H₂ | n₀(H₂) | n₀(H₂) − 3x | n₀(H₂) − 3x_max |
| NH₃ | 0 | 2x | 2x_max |
x_max est l'avancement maximal, atteint quand au moins un réactif est épuisé.
Le réactif limitant
Le réactif limitant est celui qui est épuisé en premier et qui arrête la réaction. Pour l'identifier, comparer pour chaque réactif le rapport n₀/coefficient stœchiométrique. Le réactif avec le ratio le plus faible est le limitant.
Exemple : on fait réagir 5,00 mol de N₂ avec 12,0 mol de H₂. - Pour N₂ : 5,00 / 1 = 5,00 - Pour H₂ : 12,0 / 3 = 4,00
H₂ est le réactif limitant (ratio le plus faible). x_max = 4,00 mol.
Quantité de NH₃ formée : n(NH₃) = 2 × x_max = 8,00 mol.
Quantité de N₂ restante : n(N₂) = 5,00 − 4,00 = 1,00 mol (réactif en excès).
Rendement de réaction
La réaction peut ne pas atteindre son avancement maximal théorique (réaction réversible, pertes, cinétique). Le rendement η est :
η = x_eff / x_max = n_produit(effectif) / n_produit(théorique)
Si l'on obtient 7,20 mol de NH₃ au lieu des 8,00 théoriques : η = 7,20 / 8,00 = 0,900 = 90 %.
Calculs de masse et de volume
Masse : m = n × M. Toujours vérifier l'homogénéité des unités (g/mol × mol = g).
Volume d'un gaz à CNTP (0 °C, 1 atm) : V = n × 22,4 L/mol. À conditions non standard, utiliser la loi des gaz parfaits PV = nRT (R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹).
Exemple complet : quelle masse de NH₃ est produite si 14,0 g de N₂ réagissent avec un excès de H₂ (rendement 85 %) ?
1. n(N₂) = 14,0 / 28,0 = 0,500 mol 2. n(NH₃) théorique = 2 × 0,500 = 1,00 mol 3. n(NH₃) effectif = 1,00 × 0,85 = 0,850 mol 4. m(NH₃) = 0,850 × 17,0 = 14,5 g