Notes de cours du chapitre 7

CHAPITRE 7
Section 7.1 : LES RÉACTIONS CHIMIQUES ET LA STOECHIOMÉTRIE
La stœchiométrie: l’étude des rapports de quantités dans les réactions chimiques et les
formules chimiques.
 Les coefficients qui sont placés devant les formules des composés et des
éléments dans une équation chimique indiquent combien d’atome et de
molécules participent à la réaction.
Exemple: N2 (g) + 3H2 (s) 2NH3 (g)
Sous forme de rapport, on exprime cette équation comme:
1 mol de N2 : 3 mol de H2 : 2 mol de NH3
Suppose que tu veux produire 20 mol d’ammoniac. Combien de mol d’azote as-tu
besoin?
Selon l’équation chimique équilibrée
Rapport inconnu Rapport connu
X mol d’azote = 1 mol d’azote
20 mol d’ammoniac 2 mol NH3
X mol N2 = 1 mol N2 = 20 = 10
20 mol d’ammoniac 2 mol NH3 2
X= 10 mol N2
On nomme ces derniers rapports molaires.

La détermination des rapports molaires des réactifs
Exemple : Trouve le nombre de moles d’oxygène qui réagiront avec 0,56 mol de
vanadium pour former du pentoxyde de bivanadium.
Étape 1 : Écrire l’équation chimique équilibrée
Étape 2 : Écrire les données
Étape 3 : Écrire les rapports
Étape 4: Écrire une conclusion
Nouveau livre p.298 1-10

Les rapports molaires dans une équation chimique équilibrée
Exemple : Combien de moles d’oxyde de cuivre (II), CuO , se forment lorsque 0,0045 mol
de malachite, Cu2(CO3)(OH)2, se décompose complètement selon l’équation suivante?
Cu2(CO3)(OH)2 CO2 + H2O + 2CuO
Nouveau livre p.300 11-20

Les rapports de masse dans les équations chimiques
Les coefficients d’une équation chimique équilibrée peuvent représenter aussi bien des
moles que des particules. En conséquence, tu peux te servir des masses molaires des
réactifs et des produits pour déterminer les rapports de masse d’une réaction.
Avec l’équation m= n x M
Tu peux déterminer la masse de chaque substance.
Exemple :    
1 mol de N2 x 28,0g/mol = 28,0g de N2
3 mol H2 x 2,0g/mol= 6,10 g de H2
2 mol NH3 x 17,0g/mol= 34,10 g NH3
Les calculs masse-masse pour des produits et des réactifs
Exemple : Au début de ce chapitre, tu as vu qu’on utilise un mélange de combustibles
formé d’hydrazine, N2H4 et de tétraoxyde de biazote N2O4, pour propulser un module
lunaire dans l’espace. Ces deux composés réagissent pour former de l’azote gazeux et
de la vapeur d’eau. Si 150,0g d’hydrazine réagissent avec une quantité suffisante de
tétraoxyde de diazote, quelle masse d’azote gazeux obtiendra-t-on?
m N2H4= 150,0g
2N2H4(l) + N2O4 (l) 3N2(g)+3H2O(g)
#mole N2H4= m/M= 150,0g / 32,0g /mol= 4,69 mol de N2H4
Rapport inconnu Rapport connu
X mol N2 = 3 m
ol N2
4,69 mol N2H4 2 mol N2H4 = 7,04 mol de N2
Nouveau livre p.304 21-30

Le procédé général pour résoudre les problèmes stœchiométriques
Le calcul stœchiométrique des masses et des particules
Exemple : Lorsqu’on fait passer du chlore gazeux à travers du soufre fondu, on obtient
du bichlorure de soufre (II) liquide. Combien de molécules de chlore doivent réagir pour
produire 50,0g de bichlorure de soufre (II)?
Masse de S2Cl2= 50,0g
Cl2(g)+ 2 S(l) S2Cl2(l)
n= m/M
n= 50,0g /135,04g/mol
n=0,370 mol de S2Cl2
Rapport inconnu Rapport connu
X mol Cl2 = 1 mol de Cl2
0,370 mol de S2Cl2 1 mol de S2Cl2
X= 0,370 mol d
e Cl2
N= n x Na
N= 0,370 mol de Cl2 x 6,23 x 1023 particules/mol
N= 2,23 x 1023 particules de Cl2
Vieux livre p. 248 et 249 # 19, 20
Étape 1 •Écris l'équation chimique équilibrée de la réaction
Étape 2
•Si tu connais la masse ou le nombre de particules d'une substance, convertis l'une ou
l'autre quantité en un nombre de moles.
Étape 3
•Calcule le nombre de moles de la substance requise d'après le nombre de moles de la
substance donnée en te servant du rapport molaire approprié.
Étape 4
•Convertis le nombre de moles de la substance requise en masse ou en nombre de
particules, selon la question.