St?chiométrie - Définition

Déterminer les quantités de réactifs consommés / de produits formés

Quelles que soient les conditions initiales, les quantités de matière de réactifs consommés et de produits formés sont proportionnelles aux coefficients stœchiométriques de l'équation-bilan

Exemple

Soit l'équation-bilan de la combustion du méthane : CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Puisque la combustion d'une mole de méthane (CH₄, coefficient stœchiométrique : 1) produit une mole de dioxyde de carbone (CO₂, coefficient stœchiométrique : 1), les deux substances sont consommées et formées dans les mêmes proportions.

La quantité d'eau formée (H₂O, coefficient stœchiométrique : 2) peut être déduite de la même façon. Puisque que la combustion d'une mole de méthane produit 2 moles d'eau, le nombre de moles d'eau produit sera toujours 2 fois supérieur au nombre de moles de méthane consommé.

Il est possible d'utiliser les proportions avec n'importe quels réactifs ou produits de l'équation afin de calculer le nombre de moles produit ou consommé.

Cette méthode est également effective entre réactifs (où l'un des réactifs est un réactif limitant) ainsi qu'entre produits.

Mélange / proportions / conditions stœchiométriques

Quand les quantités de matière de tous les réactifs sont proportionnelles à leurs coefficients stœchiométriques au début de la réaction, on dit que

• le mélange est stœchiométrique ;
• les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques (ou « ont été introduits dans les proportions stœchiométriques ») ;
• la réaction a lieu dans les conditions stœchiométriques ;

ces trois expressions ayant strictement la même signification…

Dans ces conditions, si la réaction est totale, tous les réactifs seront entièrement consommés.

Si les réactifs ne sont pas introduits initialement dans les proportions stœchiométriques, et si la réaction est totale :

• l'un deux disparaitra totalement en fin de réaction : il est appelé réactif limitant ou en défaut ;
• le (ou les) autres(s) réactif(s) ne seront pas totalement consommés en fin de réaction, et il en restera donc dans le milieu : on l'(les) appelle réactif(s) en excès.

Remarque : ceci est valable pour une réaction totale, sachant que certaines réactions sont limitées ou peuvent s'inverser. En fin de réaction, les réactifs ne sont pas entièrement consommés, même s'ils avaient été introduits dans les proportions stœchiométriques ! Ceci est dû au fait que les produits d'une réaction limitée peuvent eux-mêmes réagir ensemble pour redonner les réactifs de départ, ce qui n'est pas possible dans une réaction totale. Cette inversabilité conduit à un état d'équilibre chimique dans lequel coexistent les réactifs et les produits dans une proportion fixée par une constante dite « constante d'équilibre » (voir équilibre chimique).