qu'est ce que les proportions stoechiométriques et qu'est-ce que l'équivalence?

Answer 1

"Rien ne se crée, tout se transforme". Les proportions stœchiométriques sont les proportions minimales de réactifs théoriquement nécessaires a la formation d'un produit (en respectant le principe de conservation de la matière).

Le terme équivalence s'emploie surtout lors de dosage.
On atteint l'équivalence lorsque la quantité de réactif verse dans le milieu réactionnel est précisément égale a la quantité initiale de produit a doser. On a donc ajouté une quantité stœchiométrique de réactif.

Answer 2

Bonsoir

Je ne vois pas l'intérêt d'aller faire du copier-coller sur Wikipédia en guise de réponse à une question posée sur Yahoo Q/R (surtout sans mentionner sa source).

Il vaut mieux conseiller au demandeur d'aller consulter lui même (Wikipédia ou d'autres sources plus fiables).
Bien que le contenu de Wikipédia dans le secteur Chimie tende à s'améliorer, il est recommandé de recouper les informations qu'il contient.

(Remarque déja faite à propos de la question sur les nombres d'oxydation)

Answer 3

Oula.....

Answer 4

Vois ces liens.

Answer 5

* stoechiomet : le nombre de mole(quantite de matiere)

*equivalence : se dire pour les electrons

Answer 6

Les proportions stoechiométriques sont, dans une réaction chimique, l'exacte proportion nécessaire à la réaction (attention, les proportions stoechimétriques sont exprimés en mole).
Par exemple, dans la réaction suivante :
H2 + 1/2 O2 => H2O
les proportions stoechiométriques sont 1 mole de dihydrogène et une demi mole de dioxygène donnent une mole d'eau.

Answer 7

Quand tu fais un titrage, tu dois regarder ça.

Prend par exemple et à tout hazard: Bon non pas d'exemple parce que j'ai pas d'idée
Mais les proportions stoech, c'est les coeff qui sont devant les Molécules das ta reaction.

HCl + NH3 ==> Cl- + NH4+
He bien dans ce cas quand tu aura mis X mole de HCl, tout le NH3 se sera transformé en NH4+. X étant aussi la qtté de NH3 ds le pot au bédut. A ce moment là, t'es à l'equivalence, ton indicateur va changer de couleur et il va y avoir un saut brutal de pH.
Pour trouver cb tu avais de NH3 au bédut, ce qui est le but en fait, tu va dire voila j'ai mis tel volume de HCl, C=n/V, tu trouve n car tu connais C. Eh bien ce n sera aussi celui de Nh3. Mais si tu avais un 2 devant NH3 , alors tu aurais 2*n de NH3 vu les coeff stoech que tu as.

Voila

Answer 8

BSR

En chimie, la stœchiométrie (du grec : "στοιχειον" = stoicheion (« élément ») et "μετρειν" = metrein (« mesure »)) est le calcul des relations quantitatives entre réactifs et produits au cours d'une réaction chimique.


-Principe [modifier]
Lors d'une réaction chimique on observe une modification des substances présentes : certaines substances sont consommées, ce sont les réactifs, d'autres substances sont formées, ce sont les produits.

À l'échelle microscopique, la réaction chimique est une modification des liaisons entre atomes, par déplacement des électrons : certaines liaisons sont coupées, d'autres se forment, mais les atomes eux mêmes sont conservés. C'est ce qu'on appelle la conservation de la matière qui se traduit par deux lois :

conservation du nombre d'atome de chaque élément chimique ;
conservation de la charge globale.
Les relations stœchiométriques entre les quantités de réactifs consommés et de produits formés découlent directement des ces lois de conservation. Elles sont déterminées à partir de l'équation-bilan de la réaction.


Écrire une équation de réaction équilibrée [modifier]
Lorsqu'on écrit l'équation-bilan d'une réaction chimique, elle doit refléter ce qui se passe réellement au cours de la réaction, et donc respecter les règles de conservation.

Pour respecter ces règles on est amené à placer devant la formule chimique de chaque espèce chimique un nombre, appelé coefficient stœchiométrique, qui indique les proportions des espèces engagées (que l'on peut considérer comme un nombre de molécules/atomes/ions ou comme un nombre de moles, c'est-à-dire une quantité de matière)

Exemple
Lors de la combustion du méthane (CH4), celui-ci réagit avec le dioxygène (O2) de l'air ; au cours de cette réaction il se forme du dioxyde de carbone (CO2) et de l'eau (H2O).
Le «squelette» de l'équation-bilan sera donc de la forme :
CH4 + O2 → CO2 + H2O
mais en l'état cette équation n'est pas correcte puisqu'elle ne respecte pas les règles de conservation ; pour l'élément hydrogène (H) par exemple, on trouve 4 atomes d'hydrogène dans les réactifs et 2 seulement dans les produits. On équilibre donc cette réaction chimique en introduisant devant les formules chimiques de chaque espèce un coefficient stœchiométrique.
ainsi, si on écrit :
CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O
on respecte la conservation pour les éléments carbone (C) et hydrogène (H) mais pas pour l'oxygène (O); on corrige donc :
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
qui est l'équation-bilan correcte de la réaction de combustion du méthane.
Elle traduit que la réaction chimique a lieu dans les conditions suivantes : 1 molécule de méthane réagit avec 2 molécules de dioxygène pour former 1 molécule de dioxyde de carbone et 2 molécules d'eau.

Coefficient stœchiométrique [modifier]
Le coefficient stœchiométrique d'une espèce chimique est le coefficient qui lui est affecté dans l'équation chimique considérée. Dans l'exemple précédent :

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
le coefficient stœchiométrique du méthane est 1, celui du dioxygène est 2, celui du dioxyde de carbone est 1 et celui de l'eau est 2.

Le coefficient stœchiométrique est en principe un nombre entier, bien que pour alléger certaines équations on utilise parfois des fractions, voire des nombres décimaux.

Lorsque le coefficient stœchiométrique est égal à 1, il n'est pas écrit, c'est pourquoi dans l'exemple CH4 et CO2 ne sont précédés d'aucun coefficient.


Mélange / proportions / conditions stœchiométriques [modifier]
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 ;
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 consommés.


Déterminer les quantités de réactifs consommés / de produits formés [modifier]
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

Au plaisir

--------------------------------PRECISION --------------------------------


Les composés sont formés de molécules ou de cristaux, qui eux-mêmes sont formés d'atomes. Au cours d'une réaction chimique, les composés s'échangent des atomes, ils se transforment en d'autres composés.

On représente ceci par des équations chimiques, appelées parfois équations de réaction ou équations bilan.

Chaque molécule est représentée par sa formule chimique : brute, semi-développée ou développée plane (voir aussi Représentation des molécules). Les atomes d'une molécule sont écrites groupées, le nombre d'atomes au sein de la molécule est indiqué après le symbole chimique, en indice, par exemple : la molécule d'eau H2O est composée de deux atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène. Pour un cristal monoatomique, on note simplement l'atome, par exemple Fe pour un cristal de fer. Si un cristal est composé de plusieurs espèces chimiques, on indique une maille (ou une sous-maille) comme une molécule, par exemple Al2O3 pour un cristal d'alumine.


Combustion du méthane dans le dioxygèneLa réaction chimique est représentée par une flèche allant vers la droite. Les réactifs sont indiqués à gauche de la flèche, les produits de réaction à droite. S'il faut plusieurs molécules de même nature pour la réaction, on indique ce nombre (entier) avant la molécule ; ce nombre est appelé coefficient stœchiométrique. Par exemple la combustion complète du méthane dans le dioxygène

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Le bilan du nombre d'atomes à gauche et à droite doit être équilibré (ci-dessus : de chaque côté de la flèche, on a un atome C, quatre atomes H et quatre atomes O).

Notez que la découverte de la notion de stœchiométrie, c'est-à-dire le fait que les produits chimiques réagissent en proportions entières, par John Dalton en 1804 fut l'un des arguments décisifs en faveur de la théorie atomique de la matière. Les coefficients stœchiométriques sont donc des entiers. Cependant, pour simplifier l'écriture dans certains cas, on divise tous les coefficients par un même entier, on a donc des coefficients fractionnaires, mais il s'agit d'un artifice de notation.

Si la réaction peut se faire dans les deux sens (équilibre), on note deux flèches superposées, une allant vers la droite, l'autre vers la gauche : « ⇆ » ou « ⇋ » (NB : ce sont des caractères unicode qui peuvent ne pas apparaître). Lorsque ce caractère n'est pas disponible, on utilise un signe égal « = » ou parfois une double flèche « ↔ » (bien que cette notation ne soit pas très répandue), par exemple la dissociation de l'eau

2H2O ⇆ H3O+ + OH-
ou
2H2O = H3O+ + OH-
ou
2H2O ↔ H3O+ + OH-
Les signes plus et moins en exposant indiquent la charge portée par les ions.

Dans le cas de réactions en phase solide, on utilise la notation de Kröger et Vink.


Équilibrage de l'équation [modifier]
L'équilibrage d'une équation de réaction est un exercice classique destiné à faire comprendre aux étudiants la notion de conservation des espèces lors d'une réaction chimique. Dans la pratique, une équation équilibrée permet de prédire les quantité de réactifs optimales, et les quantités de produits de réaction générés, ainsi que l'énergie nécessaire à amorcer la réaction, ainsi que l'énergie dégagée.


Exemple d'une réaction d'oxydo-réduction [modifier]
Écrire la demi équation pour le couple redox IO3-/I- en milieu basique.

Étape 1
écriture de l'ébauche
Il s’agit de la relation la plus simple entre réducteur et
oxydant. Dans une premier temps, on n'écrit pas de coefficient stœchiométriques.

On cherche alors à équilibrer l’équation :
I- → IO3-
Étape 2
on équilibre les atomes de l’élément commun entre oxydant et réducteur
Dans notre cas il s’agit de l’iode.
L’iode est déjà équilibré dans la réaction. On ne touche donc à rien.
Étape 3
on équilibre l’oxygène
Puisque l'on est en solution aqueuse, l'eau est le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène, on ajoute des molécules H2O pour établir l’équilibre :
I- + 3 H2O→ IO3-
Note : Si l’on n’est pas dans une solution aqueuse mais dans l'air, on ajoute O2 (le dioxygène est alors le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène) ; notons qu'il existe aussi du dioxygène dissout dans l'eau, ainsi que de la vapeur d'eau dans l'air, mais nous négligeons ces phénomènes pour l'exercice.
Étape 4
on équilibre l’hydrogène
Dans l'eau, les atomes d'hydrogène se retrouve probablement sous la forme d'ion oxonium ; on ajoute donc des ions H+
I- + 3 H2O → 6 H+ + IO3-
Étape 5
On équilibre les charges
On ajoute des électrons afin d'avoir la neutralité électrique
I- + 3 H2O → 6 H+ + IO3- + 6 e-
Note : les électrons doivent apparaître du côté de l’oxydant. Si ce n’était pas le cas, il doit forcément se trouver une erreur en amont.
Étape 6
milieu basique
On ajoute OH- de part et d’autre de l’équation afin de neutraliser les ions H+ :
I- + 3 H2O + 6 OH- → 6 H+ + IO3- + 6 e- + 6 OH-
Puisque :
OH- + H+ → H2O
On trouve :
I- + 3 H2O+ 6 OH- → 6 H2O + IO3- + 6e-
Puis après simplification:
I- + 6 OH- → 3 H2O + IO3- + 6 e-