Lois de stœchiométrie: description, exemples et exercices
Les lois de la stoechiométrie décrivent la composition des différentes substances en fonction des relations (en masse) entre chaque espèce intervenant dans la réaction.
Toute la matière existante est formée par la combinaison, dans des proportions différentes, des différents éléments chimiques composant le tableau périodique. Ces unions sont régies par certaines lois de combinaison connues sous le nom de "lois de stoechiométrie" ou "lois pondérales de la chimie".
Ces principes constituent un élément essentiel de la chimie quantitative, car ils permettent d'équilibrer des équations et d'effectuer des opérations importantes, telles que déterminer les réactifs nécessaires pour produire une réaction spécifique ou calculer la quantité nécessaire de ces réactifs pour obtenir la quantité attendue de produits. .
Ils sont largement connus dans le domaine de la science chimique "les quatre lois": loi de la conservation de la masse, loi des proportions définies, loi des multiples proportions et loi des proportions réciproques.
Les 4 lois de la stœchiométrie
Lorsque vous souhaitez déterminer la manière dont deux éléments se combinent par une réaction chimique, vous devez prendre en compte les quatre lois décrites ci-dessous.
Loi de conservation de masse (ou "Loi de conservation de la matière")
Il repose sur le principe selon lequel la matière ne peut être ni créée ni détruite, c'est-à-dire qu'elle ne peut être que transformée.
Cela signifie que pour un système adiabatique (où il n'y a pas de transfert de masse ou d'énergie de ou vers son environnement), la quantité de matière présente doit rester constante dans le temps.
Par exemple, lors de la formation d'eau à partir d'oxygène et d'hydrogène gazeux, il est observé qu'il existe la même quantité de moles de chaque élément avant et après la réaction, de sorte que la quantité totale de matière est conservée.
2H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (l)
Exercice:
P.- Prouver que la réaction précédente est conforme à la loi de conservation de la masse.
R.- On a d' abord les masses molaires des réactifs: H 2 = 2 g, O 2 = 32 g et H 2 O = 18 g.
Ensuite, ajoutez la masse de chaque élément de chaque côté de la réaction (équilibrée), ce qui donne: 2H 2 + O 2 = (4 + 32) g = 36 g du côté des réactifs et 2H 2 O = 36 g le côté des produits. Cela a montré que l'équation est conforme à la loi susmentionnée.
Loi des proportions définies (ou "Loi des proportions constantes")
Il est basé sur le fait que chaque substance chimique est formée à partir de la combinaison de ses éléments constitutifs dans des relations de masse définies ou fixes, uniques à chaque composé.
On donne l'exemple de l'eau dont la composition pure sera invariablement 1 mole d'O 2 (32 g) et 2 moles d'H 2 (4 g). Si le diviseur commun le plus élevé est appliqué, une mole de H 2 réagit pour 8 moles de O 2 ou, ce qui est identique, se combine dans un rapport de 1: 8.
Exercice:
Q.- Vous avez une mole d'acide chlorhydrique (HCl) et vous voulez savoir dans quel pourcentage chacun de ses composants se trouve.
R.- On sait que le rapport de liaison de ces éléments chez cette espèce est de 1: 1. Et la masse molaire du composé est d'environ 36, 45 g. De la même manière, il est connu que la masse molaire de chlore est de 35, 45 g et celle d'hydrogène de 1 g.
Pour calculer la composition en pourcentage de chaque élément, divisez la masse molaire de l'élément (multipliée par le nombre de moles dans une mole du composé) entre la masse du composé et multipliez ce résultat par cent.
Ainsi:% H = [(1 × 1) g / 36, 45 g] x 100 = 2, 74%
et% Cl = [(1 × 35, 45) g / 36, 45g] x 100 = 97, 26%
On en déduit que, peu importe d'où vient le HCl, il sera toujours composé à l'état pur de 2, 74% d'hydrogène et de 97, 26% de chlore.
Loi des proportions multiples
Selon cette loi, s’il existe une combinaison de deux éléments pour générer plus d’un composé, la masse de l’un des éléments se joint à une masse invariable de l’autre, en conservant une relation qui se manifeste par de petits entiers.
Le dioxyde de carbone et le monoxyde de carbone sont donnés à titre d'exemple. Il s'agit de deux substances constituées des mêmes éléments, mais dans le dioxyde, elles sont associées à O / C = 2: 1 (pour chaque atome de C, il y a deux de O) et dans le monoxyde son rapport est 1: 1.
Exercice:
Q.- Il existe cinq oxydes différents qui peuvent être générés de manière stable en combinant oxygène et azote (N 2 O, NO, N 2 O 3, N 2 O 4 et N 2 O 5 ).
R.- On observe que l'oxygène dans chaque composé augmente et que, avec une proportion fixe d'azote (28 g), il existe un rapport de 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 ( 16 × 4) et 80 (16 × 5) g d'oxygène respectivement; c'est-à-dire qu'il existe un rapport simple de 1, 2, 3, 4 et 5 parties.
Loi des proportions réciproques (ou "Loi des proportions équivalentes")
Il est basé sur la relation entre les proportions dans lesquelles un élément est combiné dans différents composés avec différents éléments.
En d'autres termes, si une espèce A rejoint une espèce B, mais A se combine également avec C; il est nécessaire que si les éléments B et C sont assemblés, le rapport de masse de ceux-ci corresponde aux masses chacun lorsqu'ils sont assemblés notamment à une masse fixe de l'élément A.
Exercice:
Q - Si vous avez 12g de C et 64g de S pour former CS 2, vous avez également 12g de C et 32g de O pour générer le CO 2 et enfin 10g de S et 10g de O pour produire SO 2 . Comment illustrer le principe des proportions équivalentes?
R.- La proportion des masses de soufre et d'oxygène associées à une masse de carbone définie est égale à 64:32, soit 2: 1. Ensuite, la proportion de soufre et d’oxygène est de 10:10 lorsqu’elle se joint directement ou, ce qui est identique, 1: 1. Les deux relations sont donc de simples multiples de chaque espèce.
