Chimie

Stœchiométrie : 7 exercices corrigés pas à pas

La stœchiométrie utilise le rapport molaire d'une équation équilibrée pour relier grammes, moles et volume de gaz. La méthode en 4 étapes, 7 exercices corrigés.

Recommandé pour: Première · Terminale

La stœchiométrie est la partie de la chimie qui utilise une équation équilibrée pour calculer la quantité de matière qui réagit ou se forme. L’idée centrale est le rapport molaire : les coefficients de l’équation indiquent combien de moles d’une espèce correspondent à combien de moles d’une autre. Grammes, litres et particules sont d’abord convertis en moles, puis dans l’unité demandée.

La méthode en 4 étapes pour tout exercice de stœchiométrie

Tous les exercices, même longs, suivent le même chemin. Première étape : écris et équilibre l’équation. Deuxième : convertis les données en moles. Troisième : applique le rapport molaire lu dans les coefficients. Quatrième : transforme les moles obtenues dans l’unité demandée. Si la deuxième étape n’est pas encore claire, revois la mole et la masse molaire ; si l’obstacle est l’équation elle-même, entraîne-toi à équilibrer une équation chimique.

Carte des conversions : quelle opération pour chaque passage

Tu as	Tu veux	Opération	Formule
Grammes de A	Moles de A	diviser par la masse molaire	n = m ÷ M
Moles de A	Moles de B	multiplier par le rapport molaire	n(B) = n(A) × coef(B) ÷ coef(A)
Moles de B	Grammes de B	multiplier par la masse molaire	m = n × M
Moles de gaz	Volume (cond. normales)	multiplier par 22,4 L/mol	V = n × 22,4
Moles	Particules	multiplier par le nombre d’Avogadro	N = n × 6,022 × 10²³

Lire le rapport molaire dans une équation

Prends N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Les coefficients sont 1, 3 et 2, et tous les rapports dont tu as besoin en découlent.

Couple	Rapport molaire	Signification
N₂ et H₂	1 : 3	1 mol de N₂ réagit avec 3 mol de H₂
N₂ et NH₃	1 : 2	1 mol de N₂ donne 2 mol de NH₃
H₂ et NH₃	3 : 2	3 mol de H₂ donnent 2 mol de NH₃

Réactif limitant et rendement

En pratique, on part rarement des quantités exactes demandées par l’équation. Un réactif est consommé en premier, le réactif limitant, et il fixe la quantité de produit ; l’autre reste, il est en excès. De plus, un procédé réel perd un peu de produit : la quantité obtenue est inférieure à la quantité théorique que tu calcules. Le rendement compare les deux.

Notion	Comment la trouver
Réactif limitant	moles ÷ coefficient pour chaque réactif, la plus petite valeur l’emporte
Quantité théorique	moles de produit déduites du limitant, converties en grammes
Excès restant	moles introduites − moles consommées
Rendement	quantité obtenue ÷ quantité théorique × 100

Les erreurs les plus fréquentes

Erreur	Pourquoi c’est faux	Comment l’éviter
Utiliser une équation non équilibrée	le rapport n’est pas le vrai	équilibre avant tout calcul
Comparer des grammes au lieu de moles	10 g de deux substances ne contiennent pas autant de particules	convertis d’abord en moles
Inverser le rapport (A/B au lieu de B/A)	le résultat sort à l’envers	mets au numérateur la substance demandée
Utiliser la masse d’un réactif en excès	seul le limitant fixe le produit	trouve d’abord le réactif limitant
Rendement supérieur à 100 %	quantité obtenue et théorique échangées	la quantité obtenue va toujours au numérateur
Appliquer 22,4 L/mol aux liquides ou solides	le volume molaire ne vaut que pour les gaz	réserve-le aux gaz

Les exercices corrigés ci-dessous montent d’un simple rapport molaire jusqu’au réactif limitant et au rendement. Si les pourcentages te ralentissent, un rappel sur les pourcentages facilitera le dernier exercice. Chaque nombre a été recalculé étape par étape, en respectant les chiffres significatifs.

Exercices corrigés

1. L'azote et l'hydrogène réagissent selon N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Combien de moles d'ammoniac se forment à partir de 6,0 mol de H₂, le N₂ étant en excès ? base

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L'équation est déjà équilibrée. Lis les coefficients : 3 mol de H₂ donnent 2 mol de NH₃.
Écris le rapport molaire dont tu as besoin : 2 mol NH₃ / 3 mol H₂.
Multiplie les moles dont tu disposes par ce rapport : n(NH₃) = 6,0 mol H₂ × (2 / 3).
6,0 × 2 = 12 et 12 ÷ 3 = 4,0.
Les moles de H₂ se simplifient et il reste des moles de NH₃ : l'unité est cohérente.

Réponse: 4,0 mol de NH₃

2. Le magnésium brûle dans le dioxygène : 2 Mg + O₂ → 2 MgO. Quelle masse de MgO obtient-on en brûlant complètement 12,15 g de Mg ? (Mg = 24,31 g/mol ; O = 16,00 g/mol) base

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Des grammes de Mg aux moles de Mg : n = 12,15 g ÷ 24,31 g/mol = 0,4998 mol.
Rapport molaire de l'équation : 2 mol Mg → 2 mol MgO, soit 1 : 1, donc n(MgO) = 0,4998 mol.
Masse molaire de MgO : 24,31 + 16,00 = 40,31 g/mol.
Des moles aux grammes : m = 0,4998 mol × 40,31 g/mol = 20,15 g.

Réponse: 20,15 g de MgO

3. Un élève écrit H₂ + O₂ → H₂O et conclut que 32,0 g de O₂ donnent 18,0 g d'eau (H₂ en excès). Trouve l'erreur et calcule la masse d'eau correcte. (H = 1,008 ; O = 16,00) intermedio

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Vérifie les atomes : à gauche il y a 2 atomes d'oxygène, à droite un seul. L'équation n'est pas équilibrée, son rapport 1 : 1 ne vaut donc rien.
Équilibre-la : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Maintenant 1 mol de O₂ donne 2 mol de H₂O.
Moles de dioxygène : n(O₂) = 32,0 g ÷ 32,00 g/mol = 1,00 mol.
Moles d'eau : n(H₂O) = 1,00 × (2 / 1) = 2,00 mol.
Masse molaire de l'eau : 2 × 1,008 + 16,00 = 18,02 g/mol.
Masse d'eau : m = 2,00 mol × 18,02 g/mol = 36,0 g. Les 18,0 g de l'élève sont exactement la moitié, car il a ignoré le coefficient 2 manquant.

Réponse: 36,0 g d'eau, le double de la valeur de l'élève : le rapport 1 : 1 erroné venait de l'équation non équilibrée

4. Le méthane brûle : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Quelle masse de O₂ faut-il pour brûler 8,0 g de CH₄ ? (C = 12,01 ; H = 1,008 ; O = 16,00) intermedio

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Masse molaire de CH₄ : 12,01 + 4 × 1,008 = 16,04 g/mol.
Moles de méthane : n(CH₄) = 8,0 ÷ 16,04 = 0,4987 mol.
Rapport molaire : 1 mol de CH₄ consomme 2 mol de O₂, donc n(O₂) = 0,4987 × 2 = 0,9974 mol.
Masse molaire de O₂ : 2 × 16,00 = 32,00 g/mol.
Masse de dioxygène : m = 0,9974 × 32,00 = 31,92 g.
Les données ont 2 chiffres significatifs : on arrondit à 32 g.

Réponse: Environ 32 g de O₂ (31,9 g avant arrondi)

5. Le calcaire (CaCO₃ pur) réagit avec de l'acide chlorhydrique en excès : CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂. Quel volume de CO₂ se dégage à partir de 30,0 g de CaCO₃ dans les conditions normales (0 °C, 1 atm, volume molaire 22,4 L/mol) ? (Ca = 40,08 ; C = 12,01 ; O = 16,00) intermedio

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Masse molaire de CaCO₃ : 40,08 + 12,01 + 3 × 16,00 = 100,09 g/mol.
Moles de calcaire : n = 30,0 ÷ 100,09 = 0,29973 mol.
Rapport molaire : 1 mol CaCO₃ → 1 mol CO₂, donc n(CO₂) = 0,29973 mol.
Dans les conditions normales, une mole de gaz parfait occupe 22,4 L : V = 0,29973 mol × 22,4 L/mol = 6,714 L.
Arrondis à 3 chiffres significatifs : V ≈ 6,71 L.

Réponse: V ≈ 6,71 L de CO₂ dans les conditions normales

6. N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Un réacteur reçoit 28,0 g de N₂ et 8,0 g de H₂. Identifie le réactif limitant, calcule la masse de NH₃ formée et la masse de réactif restant. (N = 14,01 ; H = 1,008) avanzato

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Convertis les deux réactifs en moles : n(N₂) = 28,0 ÷ 28,02 = 0,9993 mol ; n(H₂) = 8,0 ÷ 2,016 = 3,968 mol.
Teste un réactif : 0,9993 mol de N₂ exigeraient 3 × 0,9993 = 2,998 mol de H₂.
On dispose de 3,968 mol, plus que 2,998 mol : H₂ est en excès et N₂ est le réactif limitant.
Le réactif limitant fixe le produit : n(NH₃) = 0,9993 × 2 = 1,9986 mol.
Masse molaire de NH₃ : 14,01 + 3 × 1,008 = 17,03 g/mol, donc m(NH₃) = 1,9986 × 17,03 = 34,0 g.
H₂ restant : 3,968 − 2,998 = 0,970 mol, soit 0,970 × 2,016 = 1,96 g.
Vérification de la masse : avant 28,0 + 8,0 = 36,0 g, après 34,04 + 1,96 = 36,00 g. La masse se conserve.

Réponse: Le réactif limitant est N₂. Il se forme 34,0 g de NH₃ et il reste 1,96 g de H₂

7. Dans un haut fourneau, Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂. À partir de 200,0 g de Fe₂O₃, on obtient en réalité 126,0 g de fer. Quel est le rendement ? (Fe = 55,85 ; O = 16,00) avanzato

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Masse molaire de Fe₂O₃ : 2 × 55,85 + 3 × 16,00 = 159,70 g/mol.
Moles d'oxyde : n = 200,0 ÷ 159,70 = 1,2523 mol.
Rapport molaire : 1 mol Fe₂O₃ → 2 mol Fe, donc la quantité théorique est n(Fe) = 2,5047 mol.
Masse théorique : 2,5047 × 55,85 = 139,9 g. C'est le maximum possible, appelé rendement théorique.
Rendement = réel ÷ théorique × 100 = 126,0 ÷ 139,9 × 100 = 90,1 %.
Un rendement ne peut pas dépasser 100 % : si tu trouves plus, tu as échangé les deux masses.

Réponse: Rendement ≈ 90,1 % (masse théorique 139,9 g)

Questions fréquentes

Comment résoudre un exercice de stœchiométrie étape par étape ?

Suis quatre étapes : 1) écris et équilibre l'équation ; 2) convertis la donnée en moles (n = m ÷ M) ; 3) multiplie par le rapport molaire donné par les coefficients ; 4) convertis les moles de la substance demandée en grammes, litres ou particules. Les moles sont toujours l'étape intermédiaire.

C'est quoi le rapport molaire en stœchiométrie ?

C'est la fraction construite avec les coefficients de deux substances dans une équation équilibrée. Dans N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, le rapport entre H₂ et NH₃ est 2 mol NH₃ / 3 mol H₂. Il ne s'applique qu'aux moles, jamais directement aux grammes.

Pourquoi faut-il équilibrer l'équation avant de faire les calculs ?

Parce que les coefficients sont les rapports molaires. Une équation non équilibrée donne un mauvais rapport et tous les nombres suivants sont faux, souvent d'un facteur entier comme 2. On équilibre d'abord, on calcule ensuite.

Comment trouver le réactif limitant ?

Convertis chaque réactif en moles, divise chaque valeur par son coefficient et compare. La plus petite valeur correspond au réactif limitant : c'est lui qui est consommé en premier et qui fixe la quantité de produit formée.

Comment calculer le rendement d'une réaction ?

Rendement (%) = (quantité obtenue ÷ quantité théorique) × 100. La quantité théorique se calcule avec l'équation équilibrée, la quantité obtenue se mesure au laboratoire. Le résultat est toujours inférieur ou égal à 100 %.