Résoudre un problème de stœchiométrie : grammes, moles, rapport, grammes

Le rapport molaire est toute la méthode

Une équation équilibrée compte des particules, pas de la masse. Lorsque tu écris N2 + 3 H2 donnant 2 NH3, le 3 signifie trois molécules d'hydrogène pour chaque molécule d'azote — il ne dit rien des grammes, puisqu'une molécule d'hydrogène pèse un quatorzième d'une molécule d'azote. Voilà pourquoi les grammes ne se comparent pas directement, et pourquoi le passage aux moles n'est pas une formalité facultative : la mole est la seule monnaie dans laquelle les coefficients ont un sens.

Orienter le rapport dans le bon sens constitue la seconde moitié de la même étape. La règle : la substance visée au numérateur, la substance de départ au dénominateur, de sorte que l'unité quittée se simplifie. En passant des moles d'hydrogène aux moles d'ammoniac, le facteur vaut 2 sur 3 ; dans l'autre sens, 3 sur 2. Si ta réponse est franchement fausse d'un petit facteur entier, cette inversion en est presque toujours la cause.

Réactif limitant : divise par le coefficient, ne compare pas les moles

L'exemple traité est construit pour révéler l'erreur classique. L'azote est présent à 50,0 g contre seulement 10,0 g d'hydrogène, et il n'est pourtant pas le réactif limitant. En moles, l'écart paraît encore plus large en faveur de l'hydrogène : 1,785 mol de N2 contre 4,960 mol de H2. Qui s'arrête à cette comparaison conclut que l'azote limite, et se trompe.

Le correctif consiste à comparer ce qui est comparable en divisant les moles de chaque réactif par son propre coefficient, ce qui revient à demander combien de cycles réactionnels complets chacun pourrait soutenir seul. L'azote en permet 1,785, l'hydrogène seulement 1,653 : l'hydrogène s'épuise donc en premier et fixe le rendement à 56,3 g d'ammoniac. L'azote consommé vaut 1,653 mol, soit 46,3 g, laissant 3,68 g dans le ballon sans avoir réagi. Ce reliquat fait pleinement partie de la réponse et constitue souvent la seconde partie de la question.

Rendement théorique, réel et en pourcentage

Le rendement théorique est ce que permet le réactif limitant si la réaction est complète et sans perte. Il découle du seul réactif limitant ; le réactif en excès n'apparaît jamais dans ce calcul, et c'est précisément pourquoi identifier le limitant d'abord n'est pas un détour. Le rendement réel est ce que tu pèses à la fin, et le rendement en pourcentage est le rapport des deux multiplié par 100 — 45,0 divisé par 56,3, soit 79,9 % dans l'exemple ci-dessus.

Un rendement supérieur à 100 % ne viole pas la conservation de la masse ; c'est un message sur l'échantillon. La cause habituelle est un solvant ou de l'eau résiduels dans un produit pesé avant séchage complet, ou une impureté entraînée depuis le traitement. Considère toute valeur supérieure à 100 % comme un signal pour sécher et repeser, non comme un résultat à publier — et note le cas inverse : les pertes au filtrage, au transfert et à la recristallisation placent couramment une bonne chimie préparative entre 60 et 90 % sans que rien n'ait mal tourné.

Questions fréquentes

Faut-il vraiment équilibrer l'équation d'abord ?

Oui, sans exception, car les coefficients sont le rapport et il n'en existe aucune autre source. Une équation non équilibrée produit tout de même un nombre, et c'est ce qui rend l'omission dangereuse : rien dans le calcul ne proteste. Écrire N2 + H2 donnant NH3 et lire un rapport de un pour un fausserait le rendement en ammoniac d'un facteur deux, et la réponse paraîtrait tout à fait raisonnable.

Et si l'énoncé donne des litres de gaz plutôt que des grammes ?

Le volume molaire remplace alors la masse molaire aux première et dernière étapes : divise les litres par 22,414 pour obtenir des moles, et multiplie les moles par 22,414 pour retrouver des litres. Vérifie la convention retenue par ton cours, car les conditions normales ont deux définitions en circulation — l'ancienne, 0 degré Celsius sous 1 atm, donne 22,414 L/mol, tandis que la norme IUPAC actuelle, 0 degré Celsius sous 100 kPa, donne 22,711 L/mol. L'outil de ce site utilise 22,414. Si les conditions ne sont pas normales du tout, abandonne le raccourci et emploie directement la loi des gaz parfaits.

Comment savoir quel réactif est en excès sans refaire tout le calcul ?

On ne le sait pas, et vouloir couper court ici est une fausse économie. Le seul raccourci légitime est qu'il suffit de diviser les moles de chaque réactif par son coefficient — trois divisions pour trois réactifs, et le plus petit l'emporte. Tout le reste ne concerne que le réactif limitant, si bien que le travail fait n'est pas perdu : le quotient qui a identifié le limitant est précisément le nombre que tu multiplieras par le coefficient du produit à l'étape suivante.